Εξισορρόπηση χημικών εξισώσεων βήμα προς βήμα

Τι μπορούν να αλλάζουν οι συντελεστές και τι δεν επιτρέπεται στους δείκτες

Κάθε τύπος καθορίζει τη σύσταση μιας ουσίας. Το H₂O έχει πάντα δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου· αν το αλλάξετε σε H₂O₂, περιγράφετε υπεροξείδιο του υδρογόνου, μια διαφορετική ένωση. Η εξισορρόπηση γίνεται επομένως μόνο με συντελεστές, τους αριθμούς μπροστά από τους τύπους, που δείχνουν πόσες τυπικές μονάδες κάθε ουσίας συμμετέχουν.

Μια ισοσταθμισμένη εξίσωση έχει τον ίδιο αριθμό ατόμων κάθε στοιχείου και στα δύο μέλη. Επειδή τα άτομα διατηρούν τη μάζα τους, η συνολική μάζα των αντιδρώντων ισούται τότε με τη συνολική μάζα των προϊόντων, κάτι που αποτελεί χρήσιμο ανεξάρτητο έλεγχο. Όταν εμφανίζονται ιόντα, το άθροισμα των φορτίων αριστερά πρέπει επίσης να ισούται με το άθροισμα δεξιά.

Οι συντελεστές γράφονται ως οι μικρότεροι ακέραιοι αριθμοί που εξισορροπούν την εξίσωση. Η 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O είναι ισοσταθμισμένη αλλά όχι στην απλούστερη μορφή της· με διαίρεση με το 2 προκύπτει 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Ο συντελεστής 1 δεν γράφεται.

Μια σειρά επιθεώρησης που αποφεύγει το γύρισμα στον ίδιο κύκλο

Η επιθεώρηση λειτουργεί καλύτερα με σταθερή σειρά, επειδή η εξισορρόπηση ενός στοιχείου μπορεί να χαλάσει ένα άλλο που έχετε ήδη τακτοποιήσει. Η σειρά που ακολουθεί αφήνει για αργότερα τα στοιχεία που εμφανίζονται σε πολλούς τύπους, και ιδιαίτερα τα ελεύθερα στοιχεία, όπως το O₂ ή ένα μέταλλο, επειδή η αλλαγή του συντελεστή ενός ελεύθερου στοιχείου δεν διαταράσσει τίποτε άλλο.

Η τελική απογραφή έχει τη μεγαλύτερη σημασία. Καταγράψτε κάθε στοιχείο με τον αριθμό του σε κάθε μέλος, πολλαπλασιάζοντας κάθε δείκτη με τον συντελεστή και με οποιονδήποτε δείκτη βρίσκεται έξω από παρενθέσεις. Παίρνει ένα λεπτό και εντοπίζει σχεδόν κάθε παραδρομή.

• Γράψτε σωστούς τύπους για κάθε ουσία, μαζί με τα διατομικά στοιχεία (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), και μην τους αλλάξετε μετά.
• Δώστε στον πιο σύνθετο τύπο δοκιμαστικό συντελεστή 1.
• Εξισορροπήστε τα στοιχεία που εμφανίζονται σε ένα μόνο αντιδρών και ένα μόνο προϊόν.
• Εξισορροπήστε τα πολυατομικά ιόντα που περνούν αμετάβλητα ως ενιαίες μονάδες.
• Εξισορροπήστε στη συνέχεια το υδρογόνο και το οξυγόνο, και τα ελεύθερα στοιχεία τελευταία.
• Απαλείψτε κάθε κλάσμα πολλαπλασιάζοντας όλους τους συντελεστές με τον παρονομαστή του και μετά απλοποιήστε στους μικρότερους ακέραιους.
• Κάντε απογραφή κάθε στοιχείου, και του συνολικού φορτίου, και στα δύο μέλη.

Λυμένο παράδειγμα: καύση της 2-προπανόλης

Η 2-προπανόλη (ισοπροπυλική αλκοόλη), C₃H₈O, καίγεται σε οξυγόνο και δίνει διοξείδιο του άνθρακα και νερό: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Δώστε στο C₃H₈O συντελεστή 1. Ο άνθρακας εμφανίζεται σε ένα αντιδρών και ένα προϊόν, άρα τα 3 C απαιτούν 3 CO₂. Ομοίως το υδρογόνο: τα 8 H απαιτούν 4 H₂O.

Το οξυγόνο έρχεται τελευταίο, επειδή το O₂ είναι ελεύθερο στοιχείο. Το δεξί μέλος έχει τώρα 3 × 2 + 4 × 1 = 10 άτομα O. Το καύσιμο προσφέρει ήδη 1 O, άρα το O₂ πρέπει να προσφέρει 9 άτομα, δηλαδή συντελεστή 9/2. Αν πολλαπλασιάσετε τα πάντα με 2, προκύπτει 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Απογραφή: C 6 = 6· H 16 = 16· O 2 + 18 = 20 αριστερά και 12 + 8 = 20 δεξιά. Ένας έλεγχος μάζας με τις πρότυπες ατομικές μάζες της IUPAC στρογγυλοποιημένες σε δύο δεκαδικά (C 12.01, H 1.01, O 16.00) συμφωνεί για τις ποσότητες σε mol που φαίνονται: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g αντιδρώντων και 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g προϊόντων.

Μια συνηθισμένη παραδρομή είναι να ξεχάσετε το άτομο οξυγόνου μέσα στο καύσιμο και να γράψετε 5 O₂ για κάθε C₃H₈O. Η απογραφή το αποκαλύπτει αμέσως: 11 άτομα O αριστερά και 10 δεξιά.

Τα πολυατομικά ιόντα ως ενιαίες μονάδες

Όταν ένα πολυατομικό ιόν, όπως το θειικό, το νιτρικό ή το φωσφορικό, εμφανίζεται αμετάβλητο και στα δύο μέλη, μετρήστε το ως μία μονάδα αντί να μετράτε χωριστά τα άτομά του. Αυτό συντομεύει τη λογιστική και αποφεύγει το συχνότερο λάθος καταμέτρησης, δηλαδή το να ξεχνάτε ότι ένας δείκτης έξω από παρένθεση πολλαπλασιάζει ό,τι υπάρχει μέσα: το Ca(NO₃)₂ περιέχει 2 N και 6 O.

Λυμένο παράδειγμα: το υδροξείδιο του βαρίου αντιδρά με φωσφορικό οξύ και δίνει φωσφορικό βάριο και νερό, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Ξεκίνα από το Ba₃(PO₄)₂. Περιέχει 3 Ba, άρα χρησιμοποιήστε 3 Ba(OH)₂, και 2 φωσφορικές μονάδες, άρα χρησιμοποιήστε 2 H₃PO₄.

Για το νερό, σκέψου το ως H–OH: κάθε μόριο σχηματίζεται από ένα H του οξέος και ένα OH της βάσης. Το αριστερό μέλος έχει τώρα 3 × 2 = 6 ομάδες OH και 2 × 3 = 6 όξινα άτομα H, άρα σχηματίζονται 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Απογραφή: Ba 3 = 3· P 2 = 2· H 6 + 6 = 12 και 6 × 2 = 12· O 6 + 8 = 14 και 8 + 6 = 14.

Χρησιμοποιήστε την προσέγγιση της μονάδας μόνο όταν το ιόν επιβιώνει ακέραιο. Αν, για παράδειγμα, το νιτρικό μετατρέπεται σε NO σε μια αντίδραση οξειδοαναγωγής, το άζωτο και το οξυγόνο πρέπει να μετρηθούν χωριστά.

Εξισορρόπηση φορτίου σε ιοντικές εξισώσεις

Μια ιοντική εξίσωση μπορεί να εξισορροπεί τα άτομα και παρ' όλα αυτά να είναι λάθος. Σκέψου μεταλλικό αλουμίνιο που τοποθετείται σε διάλυμα ιόντων χαλκού(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). Υπάρχει ένα Al και ένα Cu σε κάθε μέλος, αλλά το φορτίο είναι 2+ αριστερά και 3+ δεξιά.

Κάθε άτομο Al χάνει 3 ηλεκτρόνια και κάθε ιόν Cu²⁺ κερδίζει 2. Το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο είναι 6, άρα 2 Al αντιδρούν με 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Φορτίο: 3(2+) = 6+ αριστερά και 2(3+) = 6+ δεξιά· άτομα Al 2 = 2 και Cu 3 = 3.

Τα ηλεκτρόνια δεν εμφανίζονται σε μια συνολική εξίσωση, άρα μια ασυμφωνία φορτίου σημαίνει πάντα ότι η εξίσωση δεν έχει ακόμη εξισορροπηθεί: κάποιος συντελεστής είναι λάθος ή λείπει ένα είδος όπως H⁺, OH⁻ ή H₂O. Για πιο σύνθετες εξισώσεις οξειδοαναγωγής, ιδίως σε όξινο ή βασικό διάλυμα, η μέθοδος των ημιαντιδράσεων είναι πιο αξιόπιστη από την επιθεώρηση.

Η αλγεβρική μέθοδος για τις δύσκολες εξισώσεις

Ορισμένες εξισώσεις, συχνά αντιδράσεις οξειδοαναγωγής όπου ένα στοιχείο καταλήγει σε πολλά προϊόντα, αντιστέκονται στην επιθεώρηση. Δώστε ένα γράμμα σε κάθε συντελεστή, γράψτε μία εξίσωση για κάθε στοιχείο, ορίστε το ένα γράμμα ίσο με 1 και λύστε. Για το υπερμαγγανικό κάλιο και το υδροχλωρικό οξύ: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

Το κάλιο δίνει a = c· το μαγγάνιο δίνει a = d· το οξυγόνο δίνει 4a = f· το υδρογόνο δίνει b = 2f· το χλώριο δίνει b = c + 2d + 2e. Με a = 1 προκύπτει c = 1, d = 1, f = 4 και b = 8, και έπειτα 8 = 1 + 2 + 2e, άρα e = 5/2. Πολλαπλασιάζοντας με 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Απογραφή: K 2, Mn 2, O 8, H 16 και Cl 16 σε κάθε μέλος.

Αν, αφού ορίσετε το ένα γράμμα ίσο με 1, οι εξισώσεις των στοιχείων αφήνουν ακόμη έναν συντελεστή απροσδιόριστο, η εξίσωση έχει περισσότερες από μία ανεξάρτητες ισοσταθμισμένες μορφές. Αυτό συνήθως σημαίνει ότι συνδυάζει δύο ξεχωριστές αντιδράσεις, και χρειάζονται επιπλέον χημικές πληροφορίες, όπως ποιο είδος οξειδώνεται και ποιο ανάγεται σε κάθε ημιαντίδραση, για να επιλεγεί η σωστή.

Λάθη εξισορρόπησης και η απογραφή που τα εντοπίζει

Καθένα από τα παρακάτω λάθη εντοπίζεται από την ίδια τελική απογραφή, στοιχείο προς στοιχείο και μετά το φορτίο. Κάντε την απογραφή σταθερή τελευταία γραμμή κάθε εξίσωσης και όχι προαιρετικό πρόσθετο.

Αν η απογραφή αποτυγχάνει συνεχώς για το ίδιο στοιχείο, γυρίστε στη σειρά επιθεώρησης και ελέγξτε αν εξισορροπήθηκε το στοιχείο αυτό πολύ νωρίς.

• Αλλαγή ενός δείκτη για να επιτευχθεί η εξισορρόπηση, όπως να γράψετε H₂O₂ για το νερό. Συγκρίνετε κάθε τύπο με την ανισοσταθμισμένη εξίσωση από την οποία ξεκίνησες.
• Γραφή ενός διατομικού στοιχείου ως μεμονωμένων ατόμων, όπως O αντί για O₂.
• Παράλειψη του πολλαπλασιασμού μέσα από τις παρενθέσεις, ώστε το Ba₃(PO₄)₂ να μετράται ως έχον 4 O αντί για 8.
• Κλάσματα, ή συντελεστές με κοινό παράγοντα, που μένουν στην τελική απάντηση.
• Εξισορρόπηση ατόμων αλλά όχι φορτίου σε εξίσωση με ιόντα.
• Εξισορρόπηση ενός ελεύθερου στοιχείου πρώτα και ανάγκη να το ξαναγίνει μετά από κάθε άλλη αλλαγή.