Isi

• Instruksi
• Apa yang kamu butuhkan

Reaksi oksidasi redoks atau reaksi redoks umum terjadi dalam kimia. Dalam reaksi ini, suatu unsur melepaskan elektron (oksidasi), yang kemudian bergabung dengan unsur lain (reduksi). Meskipun nomenklaturnya, oksigen tidak diperlukan dalam proses oksidasi. Memecahkan persamaan redoks melibatkan membagi reaksi menjadi dua "setengah reaksi." Transfer elektron dari satu elemen ke elemen lain berarti setengah dari setengah reaksi ini tidak dapat terjadi secara independen. Diperlukan penyeimbangan oksidasi dan pengurangan setengah reaksi sebelum Anda dapat menyeimbangkan persamaan aslinya.

Instruksi

1. Tulis persamaan reaksi dan masukkan bilangan oksidasi untuk setiap elemen. Bilangan oksidasi akan sama dengan elemen muatan ionik atau molekul, baik positif atau negatif, tetapi ini tidak selalu terjadi. Beberapa tabel periodik mencantumkan nomor oksidasi yang paling umum untuk masing-masingnya. Aturan formal untuk penetapan bilangan oksidasi dapat diperoleh melalui studi struktur atom dan struktur Lewis. Dengan angka oksidasi dalam tanda kurung: Cu [0] + H [1+] N [5+] O3 [2-] --- > [2+] O [2+] (N [5+] O3 [2 -]) 2 + N [2+] O [2-

2. Tentukan elemen mana yang teroksidasi dan mana yang direduksi, kemudian tuliskan setengah reaksi oksidasi dan reduksi. Dalam contoh ini, bilangan oksidasi dari "N" berkisar dari "5+" menjadi "2+" dan karena perubahannya ke angka yang lebih rendah, nitrogen memperoleh elektron "e". Dengan demikian, nitrogen berkurang. Karena perbedaan antara bilangan oksidasi adalah tiga, setengah reaksi reduksi adalah: N [5+] + 3e [-] ---> N [2+] Demikian juga, bilangan oksidasi Cu berubah dari "0" menjadi "2+", yang berarti ia memperoleh elektron. Setengah reaksi oksidasi yang dihasilkan adalah: Cu [0] ---> Cu [2+] + 2e [-]

   
   

3. Seimbangkan setengah reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan faktor yang akan membuat jumlah elektron di kedua reaksi sama. Dalam hal ini, ada dua elektron dalam satu setengah reaksi dan tiga lainnya. Metode paling sederhana adalah mengalikan setengah reaksi oksidasi dengan jumlah elektron dalam setengah reaksi reduksi dan sebaliknya. Di sini, ada dua elektron dalam setengah reaksi oksidasi, jadi Anda harus mengalikan setengah reaksi reduksi dengan dua: 2N [5+] + 6e [-] ---> 2N [2+] Menggunakan metode yang sama, kalikan setengah reaksi oksidasi oleh tiga: 3Cu [0] ---> 3Cu [2+] + 6e [-]

4. Gabungkan dua reaksi seimbang. 3Cu [2+] + 6e [-] + 2N [2+] Karena 6e [-] muncul di kedua sisi panah, mereka membatalkan satu sama lain. 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Ini hanya bagian dari solusi redoks. Anda harus menggunakan hasil ini untuk mendapatkan solusi lengkap dalam persamaan aslinya.

5. Gunakan koefisien dari solusi redoks dalam persamaan asli, berusaha menggunakannya hanya jika cocok dengan elemen dan nomor oksidasi. Jika sepasang bilangan oksidasi elemen terjadi lebih dari satu kali dalam persamaan asli, masukkan koefisien untuk pasangan di mana ia berada. Dalam contoh ini, "N [5+]" muncul dua kali dalam persamaan asli, sehingga tidak mendapatkan koefisien. Solusi redoks: 3Cu [0] + 2N [5+] ---> 3Cu [2+] + 2N [2+] Persamaan asli dengan bilangan oksidasi: Cu [0] + H [1+] N [5+] O [2+] O [2+] O [2-] + H2 [1+] O [2-] koefisien ditambahkan: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu (NO3) + 2NO + H2O

   
   

6. Seimbangkan sisa persamaan dengan inspeksi. Dalam contoh ini, molekul HNO3 di sisi kiri membutuhkan koefisien delapan dan H2O di sisi kanan membutuhkan koefisien empat untuk menyeimbangkan persamaan. 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

Apa yang kamu butuhkan

• Pena / pensil
• Kertas
• Tabel Berkala