Bilansowanie równań reakcji chemicznych krok po kroku

Co wolno zmieniać: współczynniki, nie indeksy dolne

Każdy wzór ustala skład jednej substancji. H₂O zawsze ma dwa atomy wodoru i jeden atom tlenu; zmiana na H₂O₂ opisuje nadtlenek wodoru, inny związek. Bilansowanie wykonuje się więc wyłącznie za pomocą współczynników, czyli liczb przed wzorami, które mówią, ile jednostek wzorowych każdej substancji bierze udział w reakcji.

Zbilansowane równanie ma po obu stronach tę samą liczbę atomów każdego pierwiastka. Ponieważ atomy zachowują swoją masę, całkowita masa substratów jest wtedy równa całkowitej masie produktów, co stanowi przydatną niezależną kontrolę. Gdy występują jony, suma ładunków po lewej stronie musi być także równa sumie po prawej.

Współczynniki zapisuje się jako najmniejsze liczby całkowite, które bilansują równanie. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O jest zbilansowane, ale nie w najprostszej postaci; podzielenie przez 2 daje 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Współczynnika 1 się nie zapisuje.

Kolejność oględzin, która pozwala nie chodzić w kółko

Oględziny działają najlepiej przy ustalonej kolejności, ponieważ zbilansowanie jednego pierwiastka może rozbilansować inny, który już ustaliłeś. Poniższa kolejność odkłada na później pierwiastki występujące w kilku wzorach, a zwłaszcza pierwiastki wolne, takie jak O₂ lub metal, ponieważ zmiana współczynnika pierwiastka wolnego niczego innego nie zaburza.

Najważniejsze jest końcowe zestawienie. Wypisz każdy pierwiastek z jego liczbą atomów po każdej stronie, mnożąc każdy indeks dolny przez współczynnik i przez ewentualny indeks dolny za nawiasem. Zajmuje to minutę i wychwytuje niemal każdą pomyłkę.

• Zapisz poprawne wzory wszystkich substancji, w tym pierwiastków dwuatomowych (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), i nie zmieniaj ich później.
• Przypisz najbardziej złożonemu wzorowi próbny współczynnik 1.
• Zbilansuj pierwiastki występujące tylko w jednym substracie i jednym produkcie.
• Zbilansuj jony wieloatomowe, które przechodzą bez zmian jako pojedyncze jednostki.
• Następnie zbilansuj wodór i tlen, a pierwiastki wolne na końcu.
• Usuń każdy ułamek, mnożąc wszystkie współczynniki przez jego mianownik, a potem skróć do najmniejszych liczb całkowitych.
• Zestaw każdy pierwiastek i ładunek całkowity po obu stronach.

Przykład rozwiązany: spalanie propan-2-olu

Propan-2-ol (alkohol izopropylowy), C₃H₈O, spala się w tlenie, dając tlenek węgla(IV) i wodę: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Nadaj C₃H₈O współczynnik 1. Węgiel występuje w jednym substracie i jednym produkcie, więc 3 C wymagają 3 CO₂. Podobnie wodór: 8 H wymaga 4 H₂O.

Tlen zostawiamy na koniec, ponieważ O₂ jest pierwiastkiem wolnym. Prawa strona ma teraz 3 × 2 + 4 × 1 = 10 atomów O. Paliwo już dostarcza 1 O, więc O₂ musi dostarczyć 9 atomów, czyli współczynnik 9/2. Pomnożenie wszystkiego przez 2 daje 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Zestawienie: C 6 = 6; H 16 = 16; O 2 + 18 = 20 po lewej i 12 + 8 = 20 po prawej. Kontrola masy przy standardowych masach atomowych IUPAC zaokrąglonych do dwóch miejsc dziesiętnych (C 12.01, H 1.01, O 16.00) zgadza się dla pokazanych ilości molowych: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g substratów i 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g produktów.

Częsta pomyłka to zapomnienie o atomie tlenu w paliwie i zapisanie 5 O₂ na każdy C₃H₈O. Zestawienie od razu ją ujawnia: 11 atomów O po lewej i 10 po prawej.

Jony wieloatomowe jako pojedyncze jednostki

Gdy jon wieloatomowy, taki jak siarczan, azotan lub fosforan, występuje niezmieniony po obu stronach, policz go jako jedną jednostkę zamiast liczyć jego atomy osobno. Skraca to obliczenia i unika najczęstszego błędu w liczeniu, czyli zapominania, że indeks dolny za nawiasem mnoży wszystko wewnątrz: Ca(NO₃)₂ zawiera 2 N i 6 O.

Przykład rozwiązany: wodorotlenek baru reaguje z kwasem fosforowym, dając fosforan baru i wodę, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Zacznij od Ba₃(PO₄)₂. Zawiera 3 Ba, więc użyj 3 Ba(OH)₂, oraz 2 jednostki fosforanowe, więc użyj 2 H₃PO₄.

Wodę potraktuj jako H–OH: każda cząsteczka powstaje z jednego H kwasu i jednej grupy OH zasady. Lewa strona zawiera teraz 3 × 2 = 6 grup OH i 2 × 3 = 6 kwasowych atomów H, więc powstaje 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Zestawienie: Ba 3 = 3; P 2 = 2; H 6 + 6 = 12 oraz 6 × 2 = 12; O 6 + 8 = 14 oraz 8 + 6 = 14.

Stosuj podejście jednostkowe tylko wtedy, gdy jon przetrwa nienaruszony. Jeśli na przykład azotan zostaje przekształcony w NO w reakcji redoks, azot i tlen trzeba liczyć osobno.

Bilansowanie ładunku w równaniach jonowych

Równanie jonowe może mieć zbilansowane atomy i mimo to być błędne. Rozważ metaliczny glin umieszczony w roztworze jonów miedzi(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). Po każdej stronie jest jeden Al i jeden Cu, ale ładunek wynosi 2+ po lewej i 3+ po prawej.

Każdy atom Al oddaje 3 elektrony, a każdy jon Cu²⁺ przyjmuje 2. Najmniejsza wspólna wielokrotność to 6, więc 2 Al reagują z 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Ładunek: 3(2+) = 6+ po lewej i 2(3+) = 6+ po prawej; atomy Al 2 = 2 i Cu 3 = 3.

Elektrony nie występują w równaniu sumarycznym, więc niezgodność ładunku zawsze oznacza, że równanie nie jest jeszcze zbilansowane: jakiś współczynnik jest błędny albo brakuje indywiduum takiego jak H⁺, OH⁻ lub H₂O. W bardziej złożonych równaniach redoks, szczególnie w środowisku kwaśnym lub zasadowym, metoda połówkowych reakcji jest pewniejsza niż oględziny.

Metoda algebraiczna dla trudnych równań

Niektóre równania, często reakcje redoks, w których jeden pierwiastek trafia do kilku produktów, opierają się oględzinom. Przypisz literę każdemu współczynnikowi, zapisz po jednym równaniu na pierwiastek, przyjmij jedną literę równą 1 i rozwiąż układ. Dla manganianu(VII) potasu i kwasu solnego: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

Potas daje a = c; mangan daje a = d; tlen daje 4a = f; wodór daje b = 2f; chlor daje b = c + 2d + 2e. Przyjęcie a = 1 daje c = 1, d = 1, f = 4 i b = 8, a następnie 8 = 1 + 2 + 2e, więc e = 5/2. Po pomnożeniu przez 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Zestawienie: K 2, Mn 2, O 8, H 16 i Cl 16 po każdej stronie.

Jeśli po przyjęciu jednej litery równej 1 równania pierwiastków wciąż pozostawiają niewyznaczony współczynnik, równanie ma więcej niż jedną niezależną zbilansowaną postać. Zwykle oznacza to, że łączy dwie osobne reakcje, a do wyboru właściwej potrzebne są dodatkowe informacje chemiczne, na przykład które indywiduum utlenia się, a które ulega redukcji w każdej reakcji połówkowej.

Błędy bilansowania i zestawienie, które je wychwytuje

Każdy z poniższych błędów wychwytuje to samo końcowe zestawienie, pierwiastek po pierwiastku, a potem ładunek. Uczyń zestawienie stałym ostatnim wierszem każdego równania, a nie opcjonalnym dodatkiem.

Jeśli zestawienie wciąż zawodzi dla tego samego pierwiastka, wróć do kolejności oględzin i sprawdź, czy ten pierwiastek nie został zbilansowany zbyt wcześnie.

• Zmiana indeksu dolnego, by wymusić bilans, na przykład zapisanie H₂O₂ dla wody. Porównaj każdy wzór z niezbilansowanym równaniem, od którego zacząłeś.
• Zapisanie pierwiastka dwuatomowego jako pojedynczych atomów, na przykład O zamiast O₂.
• Zapomnienie o pomnożeniu przez nawias, przez co Ba₃(PO₄)₂ jest liczony jako mający 4 O zamiast 8.
• Pozostawienie w odpowiedzi końcowej ułamków lub współczynników mających wspólny dzielnik.
• Zbilansowanie atomów, ale nie ładunku, w równaniu z jonami.
• Bilansowanie pierwiastka wolnego na początku, a potem konieczność poprawiania go po każdej innej zmianie.