18.1: Równoważenie równań redoks

Elektrochemia to nauka zajmująca się wzajemną konwersją reakcji elektrycznych i chemicznych. Takie reakcje nazywane są reakcjami redukcji-utleniania lub reakcjami redoks. Te ważne reakcje są definiowane przez zmiany stopni utlenienia jednego lub więcej pierwiastków reagentów i obejmują podzbiór reakcji obejmujących przenoszenie elektronów między gatunkami reagentów. Elektrochemia jako dziedzina ewoluowała, aby zapewnić wystarczający wgląd w podstawowe zasady chemii redoks i wielu technologii, od procesów metalurgicznych na skalę przemysłową po solidne akumulatory do pojazdów elektrycznych. Ponieważ reakcje polegające na przenoszeniu elektronów są niezbędne do badania elektrochemii, krótki przegląd chemii redoks zawiera następujące elementy.

Stopnie utlenienia

Z definicji reakcja redoks polega na zmianie stopnia utlenienia lub stopnia utlenienia jednego lub wielu reagentów. Stopień utlenienia pierwiastka to ocena tego, jak różni się środowisko elektronowe jego atomów w porównaniu z atomami czystego pierwiastka. Zgodnie z tą definicją atom w pierwiastku ma stopień utlenienia równy zero. W przypadku atomu stopień utlenienia jest równy ładunkowi atomu w związku, gdyby związek był jonowy. Zatem suma stopni utlenienia dla wszystkich atomów w cząsteczce jest równa ładunkowi cząsteczki.

Związki jonowe

Proste związki jonowe są najprostszymi przykładami tego formalizmu, ponieważ pierwiastki mają stopnie utlenienia równe ich ładunkom jonowym. Chlorek sodu, NaCl, składa się z kationów Na⁺ i anionów Cl⁻, przy czym stopnie utlenienia sodu i chloru wynoszą odpowiednio +1 i −1. Fluorek wapnia, CaF₂, składa się z kationów Ca²⁺ i anionów F⁻, o stopniach utlenienia wapnia i fluoru, +2 i -1.

Związki kowalencyjne

Związki kowalencyjne są trudniejsze w stosowaniu formalizmu. Woda jest związkiem kowalencyjnym składającym się z dwóch atomów H połączonych z atomem O za pomocą polarnych kowalencyjnych wiązań O−H. Wspólne elektrony tworzące wiązanie O−H są silniej przyciągane do bardziej elektroujemnego atomu O. Tak więc tlen uzyskuje częściowy ładunek ujemny w porównaniu z atomem O w tlenie elementarnym. W rezultacie atomy H w cząsteczce wody wykazują częściowy ładunek dodatni w porównaniu z atomami wodoru w gazowym wodorze. Suma częściowych ładunków ujemnych i dodatnich dla każdej cząsteczki wody wynosi zero, co czyni cząsteczkę wody neutralną.

Gdyby polaryzacja wspólnych elektronów w wiązaniach O−H wody była kompletna – wynikiem byłoby całkowite przeniesienie elektronów z H do O, a woda byłaby związkiem jonowym złożonym z anionów O₂⁻ i kationów H⁺. I tak stopnie utlenienia tlenu i wodoru w wodzie wynoszą odpowiednio -2 i +1. Stosując tę samą logikę do czterochlorku węgla, CCl₄ daje stopnie utlenienia +4 dla węgla i -1 dla chloru. W jonie azotanowym, NO₃⁻, stopień utlenienia azotu wynosi +5, a tlenu −2, sumując się do równego ładunku −1 na cząsteczce:

Równoważenie równań redoks

Niezrównoważone równanie pokazane poniżej opisuje rozkład chlorku sodu:

Reakcja ta spełnia kryterium reakcji redoks, ponieważ stopień utlenienia dla Na spada z +1 do 0 (poprzez redukcję), a dla Cl wzrasta z -1 do 0 (poprzez utlenianie). Przypadek równania można łatwo zrównoważyć, dodając współczynnik stechiometryczny 2 dla NaCl i Na:

Reakcje redoks zachodzące w roztworach wodnych są powszechnie spotykane w elektrochemii, a wiele z nich obejmuje wodę lub jej jony, H⁺ (woda) i OH⁻ (woda), albo jako reagenty, albo produkty.

W takich przypadkach równania reprezentujące reakcje redoks mogą być bardzo trudne do zrównoważenia przez samą kontrolę, a pomocne jest zastosowanie systematycznego podejścia znanego jako metoda połowy reakcji. Podejście to obejmuje następujące kroki:

1. Podziel równanie na jego składowe półreakcje utleniania i redukcji szkieletu.
2. Zrównoważyć każdą półreakcję dla wszystkich pierwiastków innych niż O i H.
3. Zrównoważ każdą połówkową reakcję dla atomów O, dodając cząsteczki wody zgodnie z potrzebami równania.
4. Zrównoważyć każdą półreakcję dla atomów H, dodając protony zgodnie z wymaganiami równania.
5. Na koniec zrównoważ ładunki na pierwiastkach, dodając elektrony w razie potrzeby.
6. Pomnóż półreakcje przez dowolną liczbę całkowitą potrzebną do wyrównania liczby elektronów utraconych w półreakcji utleniania przez liczbę elektronów uzyskanych w półreakcji redukcji.
7. Dodaj obie półreakcje i uprość to jeszcze bardziej, eliminując pospolite gatunki po obu stronach równania.
8. Jeśli reakcja zachodzi w środowisku alkalicznym, dodaj jony OH⁻ do równania otrzymanego w kroku 7, aby zneutralizować protony (dodane w równych ilościach po obu stronach równania) i uprościć.
9. Sprawdź równanie, aby upewnić się, że ładunki na atomach są zrównoważone.

Ten tekst został zaadaptowany z Openstax, Chemistry 2e, Rozdział 17: Wprowadzenie, oraz Openstax, Chemistry 2e, Section17.2: Review of Redox Chemistry.