Dallimi kryesor midis metodës së elektroneve jonike dhe metodës së numrit të oksidimit është se, në metodën e elektroneve jonike, reaksioni është i balancuar në varësi të ngarkesës së joneve ndërsa, në metodën e numrit të oksidimit, reaksioni është i balancuar në varësi të ndryshimit në numrat e oksidimit të oksidantëve dhe reduktuesve.
Si metoda e elektroneve jonike dhe metoda e numrit të oksidimit janë të rëndësishme në balancimin e ekuacioneve kimike. Një ekuacion kimik i balancuar jepet për një reaksion kimik të caktuar dhe na ndihmon të përcaktojmë se sa nga reaktanti reagoi për të dhënë një sasi të caktuar të produktit, ose sasinë e reaktantëve të nevojshëm për të marrë një sasi të dëshiruar të produktit.
Çfarë është Metoda Jon Elektron?
Metoda e elektroneve jonike është një teknikë analitike që mund të përdorim për të përcaktuar marrëdhënien stoikiometrike midis reaktantëve dhe produkteve, duke përdorur gjysmëreaksione jonike. Duke pasur parasysh ekuacionin kimik për një reaksion kimik të caktuar, ne mund të përcaktojmë dy gjysmëreaksionet e reaksionit kimik dhe të balancojmë numrin e elektroneve dhe joneve në çdo gjysmëreaksion për të marrë ekuacione plotësisht të balancuara.
Figura 01: Reaksionet Kimike
Le të shqyrtojmë një shembull për të kuptuar këtë metodë.
Reaksioni midis jonit permanganat dhe jonit hekuri është si më poshtë:
MnO4– + Fe2+ ⟶ Mn2 + + Fe3+ + 4H2O
Dy gjysmëreaksionet janë shndërrimi i jonit të permanganatit në jon mangani (II) dhe i jonit hekuri në jon hekuri. Format jonike të këtyre dy gjysmëreaksioneve janë si më poshtë:
MnO4– ⟶ Mn2+
Fe2+ ⟶ Fe3+
Më pas, ne duhet të balancojmë numrin e atomeve të oksigjenit në çdo gjysmëreaksion. Në gjysmë-reaksionin ku hekuri shndërrohet në jon hekuri, nuk ka atome oksigjeni. Prandaj, ne duhet të balancojmë oksigjenin në gjysmëreaksionin tjetër.
MnO4– ⟶ Mn2+ + 4O2 -
Këto katër atome të oksigjenit vijnë nga molekula e ujit (jo oksigjen molekular sepse nuk ka prodhim gazi në këtë reaksion). Atëherë gjysmëreaksioni i saktë është:
MnO4– ⟶ Mn2+ + 4H2 O
Në ekuacionin e mësipërm, nuk ka atome hidrogjeni në anën e majtë, por ka tetë atome hidrogjeni në anën e djathtë, kështu që ne duhet të shtojmë tetë atome hidrogjeni (në formën e joneve të hidrogjenit) në të majtë. anë.
MnO4– + 8H+ ⟶ Mn2+ + 4H2O
Në ekuacionin e mësipërm, ngarkesa jonike e anës së majtë nuk është e barabartë me anën e djathtë. Prandaj, ne mund të shtojmë elektrone në njërën nga dy anët për të balancuar ngarkesën jonike. Ngarkesa në anën e majtë është +7 dhe në anën e djathtë +2. Këtu, ne duhet të shtojmë pesë elektrone në anën e majtë. Atëherë gjysma e reaksionit është, MnO4– + 8H+ + 5e– ⟶ Mn2+ + 4H2O
Kur balancohet gjysmëreaksioni i konvertimit të hekurit në jon ferrik, ngarkesa jonike shndërrohet nga +2 në +3; këtu duhet të shtojmë një elektron në anën e djathtë si më poshtë në mënyrë që të balancojmë ngarkesën jonike.
Fe2+ ⟶ Fe3+ + e–
Më pas, ne mund të shtojmë dy ekuacione së bashku duke balancuar numrin e elektroneve. Ne duhet të shumëzojmë gjysmëreaksionin me shndërrimin e hekurit në ferrik me 5 për të marrë pesë elektrone dhe më pas duke shtuar këtë ekuacion të modifikuar të gjysmëreaksionit në gjysmëreaksionin me shndërrimin e permanganatit në jon mangan (II), pesë elektronet në secilën anë anulohen. Reagimi i mëposhtëm është rezultat i kësaj shtese.
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ + 5e– ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe 3+ + 5e–
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Çfarë është metoda e numrit të oksidimit?
Metoda e numrave të oksidimit është një teknikë analitike që mund të përdorim për të përcaktuar marrëdhënien stoikiometrike midis reaktantëve dhe produkteve, duke përdorur ndryshimin në oksidimin e elementeve kimike kur reaksioni kalon nga reaktantët në produkte. Në një reaksion redoks, ekzistojnë dy gjysmë-reaksione: reaksioni i oksidimit dhe reaksioni i reduktimit. Për të njëjtin shembull si më sipër, reagimi midis permanganatit dhe joneve hekuri, reagimi i oksidimit është shndërrimi i hekurit në jon hekuri ndërsa reagimi i reduktimit është shndërrimi i jonit permanganat në jon mangani (II).
Oksidim: Fe2+ ⟶ Fe3+
Reduktim: MnO4– ⟶ Mn2+
Kur balancojmë këtë lloj reaksioni, së pari duhet të përcaktojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit të elementeve kimike. Në reaksionin e oksidimit, +2 e jonit hekuri shndërrohet në +3 jon hekuri. Në reaksionin e reduktimit, +7 e manganit shndërrohet në +2. Prandaj, ne mund të balancojmë gjendjet e oksidimit të këtyre duke shumëzuar gjysmëreaksionin me shkallën e rritjes/uljes së gjendjes së oksidimit në gjysmëreaksionin tjetër. Në shembullin e mësipërm, ndryshimi në gjendjen e oksidimit për reaksionin e oksidimit është 1 dhe ndryshimi në gjendjen e oksidimit për reaksionin e reduktimit është 5. Më pas, duhet të shumëzojmë reaksionin e oksidimit me 5 dhe reaksionin e reduktimit me 1.
5Fe2+ ⟶ 5Fe3+
MnO4– ⟶ Mn2+
Më pas, ne mund të shtojmë këto dy gjysmë-reaksione për të marrë reaksionin e plotë dhe më pas mund të balancojmë elementët e tjerë (atomet e oksigjenit) duke përdorur molekulat e ujit dhe jonet e hidrogjenit për të balancuar ngarkesën jonike në të dyja anët.
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Cili është ndryshimi midis metodës së elektroneve jonike dhe metodës së numrit të oksidimit?
Metoda e elektroneve jonike dhe metoda e numrit të oksidimit janë të rëndësishme në balancimin e ekuacioneve kimike. Dallimi kryesor midis metodës së elektroneve të joneve dhe metodës së numrit të oksidimit është se në metodën e elektroneve jonike, reagimi është i balancuar në varësi të ngarkesës së joneve ndërsa, në metodën e numrit të oksidimit, reagimi është i balancuar në varësi të ndryshimit në numrin e oksidimit të oksidantëve dhe reduktuesve..
Më poshtë infografia përmbledh ndryshimin midis metodës së elektroneve jonike dhe metodës së numrit të oksidimit.
Përmbledhje – Metoda e elektroneve jonike kundrejt metodës së numrit të oksidimit
Dallimi kryesor midis metodës së elektroneve jonike dhe metodës së numrit të oksidimit është se në metodën e elektroneve jonike, reaksioni është i balancuar në varësi të ngarkesës së joneve ndërsa, në metodën e numrit të oksidimit, reagimi është i balancuar në varësi të ndryshimit të oksidimit. numri i oksidantëve dhe reduktuesve.
