Name: redox reactions and half-reaction balancing
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 58 s
Channel: JoVE

K12 Standards

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North Carolina K-12 Science Standard Course of Study

9-12

Physical Science

Matter and its Interactions

PS.PSc.2.3

Balancing Redox Equations

Wie liefert eine Batterie Strom für den Betrieb tragbarer Geräte? Warum wird eine geschnittene Avocado braun oder Metall rostet unter Wasser? 
Diese Prozesse werden durch bestimmte Arten chemischer Reaktionen angetrieben, bei denen Elektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen werden. Das Atom, das Elektronen verliert, wird oxidiert, während das Atom, das Elektronen gewinnt, reduziert wird. Diese Reaktionen werden als Oxidations-Reduktions- oder Redoxreaktionen bezeichnet und sind durch Änderungen des Oxidationszustands für einen oder mehrere Reaktanten gekennzeichnet. 
Die Wechselwirkung zwischen Magnesium und konzentrierter Salzsäure ist ein Beispiel für eine Redoxreaktion. Hier wird Magnesium zu Magnesium 2+-Ionen oxidiert und die Protonen zu Wasserstoffgas reduziert.
Einfache chemische Gleichungen lassen sich leicht ausgleichen. Da die meisten Redoxgleichungen jedoch komplex sind, muss die Anzahl der verlorenen und gewonnenen Elektronen gerechtfertigt sein.
Beim Abgleich von Redoxgleichungen ist es wichtig, den Satz der Massenerhaltung zu beachten. Die Menge jedes Elements und jeder Elektronengewinn oder -verlust müssen auf beiden Seiten der Reaktion ausgeglichen sein; Wenn also ein Reaktant reduziert wird, muss ein anderer oxidiert werden.
Die Methode der Halbreaktionen wird verwendet, um Redoxgleichungen erfolgreich auszugleichen.
Betrachten Sie die Reaktion von Permanganat mit Oxalat. Bei wässrigen sauren Lösungen ordnen Sie die Oxidationsstufen zu und unterteilen die Reaktion in ihre Komponenten-Halbreaktionen.
Gleichen Sie dann jede Halbreaktion aus, wobei Wasserstoff und Sauerstoff weggelassen werden. Hier ist Mangan bereits ausgeglichen, aber das Oxalat benötigt einen Koeffizienten von zwei; zweitens, Gleichgewicht der Sauerstoffatome durch Zugabe von Wassermolekülen; und drittens, Wasserstoffatome ausgleichen, indem bei Bedarf Protonen hinzugefügt werden.
Gleichen Sie die Ladungen durch Hinzufügen von Elektronen aus. Da Mangan reduziert wird, werden auf der Reaktantenseite fünf Elektronen hinzugefügt. Umgekehrt wird Oxalat oxidiert; Somit werden auf der Produktseite zwei Elektronen zugeführt. Multipliziere die Halbreaktionen mit einer ganzen Zahl, so dass die Anzahl der hinzugefügten Elektronen gleich ist.
Fügen Sie schließlich die ausgeglichenen Halbreaktionen hinzu und vereinfachen Sie sie, indem Sie Spezies auf beiden Seiten aufheben, um eine ausgewogene Redoxreaktion zu erhalten.
Für basische wässrige Lösungen ist das Verfahren ähnlich, beinhaltet aber einen zusätzlichen Schritt: Hier wird eine gleiche Anzahl von Hydroxylionen auf beide Seiten der Reaktion gegeben, um die Protonen zu neutralisieren, bevor die ausgeglichenen Halbreaktionen summiert werden.

balancierende redoxgleichungen

Elektrochemie ist die Wissenschaft, die sich mit der gegenseitigen Umwandlung elektrischer und chemischer Reaktionen beschäftigt. Solche Reaktionen werden Reduktions-Oxidations- oder Redox-Reaktionen genannt. Diese wichtigen Reaktionen werden durch Änderungen der Oxidationsstufen für ein oder mehrere Reaktantenelemente definiert und umfassen eine Untergruppe von Reaktionen, bei denen es um die Übertragung von Elektronen zwischen Reaktantenspezies geht. Die Elektrochemie als Fachgebiet hat sich weiterentwickelt, um ausreichende Erkenntnisse über die Grundprinzipien der Redoxchemie und zahlreicher Technologien zu liefern, die von metallurgischen Prozessen im industriellen Maßstab bis hin zu robusten, wiederaufladbaren Batterien für Elektrofahrzeuge reichen. Da Reaktionen, die den Transfer von Elektronen beinhalten, für das Studium der Elektrochemie von wesentlicher Bedeutung sind, umfasst ein kurzer Überblick über die Redoxchemie Folgendes. Oxidationszahlen Per Definition beinhaltet eine Redoxreaktion eine Änderung der Oxidationszahl oder des Oxidationszustands eines oder mehrerer Reaktanten. Die Oxidationszahl eines Elements ist ein Maß dafür, wie sich die elektronische Umgebung seiner Atome von den Atomen des reinen Elements unterscheidet. Nach dieser Definition trägt ein Atom in einem Element die Oxidationszahl Null. Bei einem Atom entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Atoms in der Verbindung, wenn die Verbindung ionisch wäre. Somit ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem Molekül gleich der Ladung des Moleküls. Ionische Verbindungen Einfache ionische Verbindungen sind die einfachsten Beispiele dieses Formalismus, da die Oxidationszahlen der Elemente ihren Ionenladungen entsprechen. Natriumchlorid, NaCl, besteht aus Na+-Kationen und Cl−-Anionen, wobei die Oxidationszahlen für Natrium +1 bzw. −1 betragen. Calciumfluorid, CaF2, besteht aus Ca2+-Kationen und F−-Anionen mit den Oxidationszahlen für Calcium und Fluor +2 und −1. Kovalente Verbindungen Kovalente Verbindungen stellen bei der Verwendung des Formalismus eine größere Herausforderung dar. Wasser ist eine kovalente Verbindung, die aus zwei H-Atomen besteht, die über polare kovalente O-H-Bindungen an ein O-Atom gebunden sind. Die gemeinsamen Elektronen, die eine O-H-Bindung bilden, werden stärker vom elektronegativeren O-Atom angezogen. Sauerstoff erhält also im Vergleich zu einem O-Atom in elementarem Sauerstoff eine teilweise negative Ladung. Infolgedessen weisen H-Atome in einem Wassermolekül im Vergleich zu Wasserstoffatomen in Wasserstoffgas eine teilweise positive Ladung auf. Die Summe der partiellen negativen und positiven Ladungen für jedes Wassermolekül ist Null, was das Wassermolekül neutral macht. Wenn die Polarisation gemeinsamer Elektronen innerhalb der O-H-Bindungen von Wasser vollständig wäre, wäre das Ergebnis die vollständige Übertragung von Elektronen von H auf O, und Wasser wäre eine ionische Verbindung bestehend aus O2−-Anionen und H+-Kationen. Daher betragen die Oxidationszahlen für Sauerstoff und Wasserstoff in Wasser −2 bzw. +1. Wenn man dieselbe Logik auf Kohlenstofftetrachlorid (CCl4) anwendet, erhält man Oxidationszahlen von +4 für Kohlenstoff und –1 für Chlor. Im Nitration NO3− beträgt die Oxidationszahl für Stickstoff +5 und die für Sauerstoff −2, was in der Summe der −1-Ladung des Moleküls entspricht: <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11432/11432_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;"> Balancierende Redoxgleichungen Die unten dargestellte unausgeglichene Gleichung beschreibt die Zersetzung von Natriumchlorid: <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11432/11432_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;"> Diese Reaktion entspricht dem Kriterium einer Redoxreaktion, da die Oxidationszahl für Na von +1 auf 0 sinkt (durch eine Reduktion) und die für Cl von –1 auf 0 steigt (durch eine Oxidation). Der Gleichungsfall lässt sich leicht ausgleichen, indem der stöchiometrische Koeffizient von 2 für NaCl und Na addiert wird: <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11432/11432_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 48px;"> Redoxreaktionen, die in wässrigen Lösungen auftreten, kommen in der Elektrochemie häufig vor, und viele davon beinhalten Wasser oder seine Ionen, H+ (aq) und OH− (aq), entweder als Reaktanten oder Produkte. In diesen Fällen kann es sehr schwierig sein, Gleichungen, die Redoxreaktionen darstellen, allein durch Betrachtung auszugleichen, und die Verwendung eines systematischen Ansatzes, der sogenannten Halbreaktionsmethode, ist hilfreich. Dieser Ansatz umfasst die folgenden Schritte: <ol> <li>Teilen Sie die Gleichung in die Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen des Komponentengerüsts auf.</li> <li>Balancieren Sie jede Halbreaktion für alle Elemente außer O und H.</li> <li>Gleichen Sie jede Halbreaktion für O-Atome aus, indem Sie der Gleichung nach Bedarf Wassermoleküle hinzufügen.</li> <li>Gleichen Sie jede Halbreaktion für H-Atome aus, indem Sie die für die Gleichung erforderlichen Protonen hinzufügen.</li> <li>Gleichen Sie schließlich die Ladungen der Elemente aus, indem Sie nach Bedarf Elektronen hinzufügen.</li> <li>Multiplizieren Sie die Halbreaktionen mit einer beliebigen ganzen Zahl, die erforderlich ist, um die Anzahl der bei der Oxidationshalbreaktion verlorenen Elektronen mit der Anzahl der bei der Reduktionshalbreaktion gewonnenen Elektronen auszugleichen.</li> <li>Addieren Sie beide Halbreaktionen und vereinfachen Sie es weiter, indem Sie häufig vorkommende Spezies auf beiden Seiten der Gleichung streichen.</li> <li>Wenn die Reaktion in einem alkalischen Medium stattfindet, fügen Sie OH−-Ionen zu der in Schritt 7 erhaltenen Gleichung hinzu, um die Protonen zu neutralisieren (in gleicher Anzahl auf beiden Seiten der Gleichung hinzugefügt) und vereinfachen Sie sie.</li> <li>Überprüfen Sie die Gleichung, um sicherzustellen, dass die Ladungen der Atome ausgeglichen sind.</li> </ol> Dieser Text wurde angepasst von  <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-1-review-of-redox-chemistry">Openstax, Chemistry 2e, Chapter 17: Introduction,</a> and <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-1-review-of-redox-chemistry">Openstax, Chemistry 2e, Section17.2: Review of Redox Chemistry</a>.

Balancierende Redoxgleichungen

Die Elektrochemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Umwandlung von elektrischen und chemischen Reaktionen befasst. Solche Reaktionen werden als Reduktions-Oxidation oder ...

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Chemie

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Electrochemistry

Elektrochemie

KEY TERMS AND CONCEPTS

KERNBEGRIFFE UND KONZEPTE

redox reactions and half-reaction balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles.

Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion charge. Sodium chloride has Na at +1 and Cl at -1, and calcium fluoride has Ca at +2 and F at -1.

Covalent compounds need a closer look because electrons are shared. In water, the O-H bonds are polar, so oxygen pulls shared electrons more strongly than hydrogen does. That gives oxygen an oxidation number of -2 and hydrogen +1. The same idea gives carbon +4 and chlorine -1 in carbon tetrachloride, and nitrogen +5 with oxygen -2 in the nitrate ion, which adds up to the ion's -1 charge.

A simple redox example is the decomposition of sodium chloride. Sodium changes from +1 to 0, so it is reduced. Chlorine changes from -1 to 0, so it is oxidized. The equation is balanced by placing a coefficient of 2 in front of NaCl and Na.

Redox reactions in aqueous solution are often harder to balance because water, H+ ions, or OH- ions can appear as reactants or products. A systematic half-reaction method helps. First, split the equation into oxidation and reduction half-reactions. Then balance all elements except O and H, add water for oxygen, add protons for hydrogen, and add electrons to balance charge. After that, multiply the half-reactions so the electrons lost and gained are equal, add them together, and cancel species that appear on both sides.

If the reaction occurs in an alkaline medium, add OH- ions to neutralize the protons and simplify the equation. Finish by checking that both atoms and charge are balanced. This method gives a clear path for balancing redox equations in electrochemistry.

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

redox-reactions-and-half-reaction-balancing

balancing redox equations

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how oxidation numbers, redox changes, and the half-reaction method help balance redox equations in aqueous and alkaline solutions.

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing | JoVE K12

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JoVE Core Chemie erweckt allgemeine Konzepte der Chemie durch kompakte und leicht verständliche animierte Videolektionen zum Leben. Außerdem zeigen wir in den Videos Wissenschaftler in Aktion bei klassischen und neuartigen Forschungsexperimenten, wie sie heutzutage in Laboren weltweit durchgeführt wurden.

Texas Essential Knowledge and Skills

High School

Chemistry and Physics

IPC.8

IPC.8.B

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Matter and Its Interactions

CHEM1.PS1.2

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HIgh School

PS.3

PS.3.d

CHEM.9

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Matter and Its Interactions: Energy

9-12.C.3.3.a

9-12.PS.3.6.d

Next Generation Science Standards

HS-PS1-2

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Balancing Chemical Equations and Reaction Outcomes

Classifying Matter by State

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Matter: Pure Substances and Mixtures
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Molecular Comparison of Gases, Liquids, and Solids

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PS.PSc.1.3

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PS.PSc.1.4

Ions and Ionic Charges

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PS.PSc.1.6

Types of Chemical Bonds

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Ionic Bonding and Electron Transfer

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Covalent Bonding and Lewis Structures

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Bonding in Metals

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Construct an explanation to classify the type of chemical bond that occurs (covalent, ionic, or metallic) in a given substance.

PS.PSc.2.1

Nomenclature of Alkanes

In the late 19th-century, the number of new chemical compounds discovered increased tremendously. Hence, the necessity arose to develop a naming system ...

Nomenclature of Alkenes

The IUPAC naming system for alkenes replaces -an- with -en- in the corresponding parent alkanes. Accordingly, a simple alkene replaces the -ane suffix of ...

Nomenclature of Alkynes

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Structure and Nomenclature of Alcohols and Phenols

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IUPAC Nomenclature of Ketones

Like aldehydes, ketones are named using IUPAC rules; in this case, by replacing &#8220;e&#8221; in the name of the longest hydrocarbon chain with ...

Use models to apply International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) conventions to name and write formulas for simple compounds.

PS.PSc.2.2

Understand types, properties, and structure of matter.

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

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