انواع روشهای موازنه کردن واکنش شیمیایی
واکنشهای شیمیایی را می توان به صورت معادله هایی نوشت و در آن از نمادهای شیمیایی عنصرها برای نمایش دادن آنها استفاده کرد. بر طبق قانون پایستگی جرم تعداد اتمهای هر عنصر باید در دو طرف معادله یکسان باشد یعنی معادله باید موازنه باشد.
ضرورت موازنه
فرض کنید که تمامی اتم ها در طبیعت بدون هیچ اصولی و کاملا" تصادفی با هم ترکیب شوند . در این صورت ، چه مشکلاتی برای ما به وجود می آمد ؟ نایاب شدن اکسیژن برای ادامه ی حیات ، نایاب شدن کربن دی اکسید ، نایاب شدن تمام گازهایی که در تنفس و یا حیات گیاهان و جانوران نقش دارند ،عدم وجود لایه ی اوزون و . . .
در طبیعت ، تمامی اتم ها با اصول و قاعده ی مشخصی با یکدیگر ترکیب می شوند . این موضوع علاوه بر اینکه باعث می شوند انواع محدودی از اتم ها با هم ترکیب ، سبب این می شوند که ما بتوانیم در آزمایشگاه ترکیبات مورد نیاز را بسازیم .
موازنه بودن اتم ها در طبیعت ، یکی از عوامل با قاعده ترکیب شدن اتم ها با یک دیگر در طبیعت می باشد.
معادله ی موازنه شده
طبق قانون پایستگی انرژی در یک واکنش شیمیایی ، نه اتمی به وجود می آید و نه از بین می رود . بنا بر این در یک واکنش شیمیایی تعداد واکنش دهنده ها ( طرف چپ واکنش ) و فر آورده ها ( طرف راست واکنش ) یکسان اند . به چنین معادله هایی معادله ی موازنه شده می گویند.
موازنه کردن معادله یک واکنش شیمیایی
برای موازنه کردن یک معادله ی شیمیایی بایستی ضرایب مناسبی برای واکشن دهنده ها و فرآورده ها انتخاب کرد تا تعداد اتمهای هر عنصر در دو طرف معادله واکنش برابر شود. برای این منظور چنین عمل می کنیم:
1- ابتدا معادله ی واکنش را با استفاده از نمادها و فرمولهای شیمیایی می نویسیم.
2- ترکیبی را که بیشترین تعداد اتم را دارد انتخاب کرده و موازنه را از عنصری در این ترکیب آغاز می کنیم که بیشترین تعداد اتمها را دارد. این عنصر نباید H یا O باشد.
3- ابتدا اتمهای H و سپس O را موازنه می کنیم.
4- مراحل ۲ و ۳ را تکرار می کنیم تا تعداد اتمهای هر عنصر در دو طرف معادله برابر باشد.
5- بر طبق قرارداد ضرایب بکار رفته در معادله واکنش بایستی کوچکترین عدد صحیح (غیرکسری ) باشند.
در مورد یونهای چند اتمی مانند ،PO4-2 , SO4-2 وغیره باید آنها را به صورت یک مجموعه یا ترکیب در نظر گرفت مثلاً تعداد کل بنیان4-2 SO را در دو طرف موازنه می کنیم.
در موازنه ی یک فرمول شیمیایی با ید 3 نکته را در نظر بگیریم :
1. برای موازنه ، به هیچ وجه نمی توان زیر وند ها را تغییر داد . بنابر این برای موازنه کردن دو اتم در یک واکنش شیمیایی تنها راه ، گذاشتن ضریب برای آن اتم می باشد.
2. ضرایبی را که در معادله قرار می دهیم ، نباید کسری باشند.
3. برای گذاشتن ضرایب در معادله ، باید کوچکترین عدد صحیح انتخاب شود.
در ضمن ضریب ، اگر برای اولین اتم با شد ، قبل از آن یعنی در اول واکنش می آید اما اگر در اواسط معادله ( چه در واکنش دهنده و چه در فراورده ) باشد ، بعد از علامت "+ " می آید.
موازنه واکنشهای اکسایش ـ کاهش
واژه ی اکسایش ، ابتدا در مورد واکنش هایی به کار گرفته می شد که در آنها مواد با اکسیژن ترکیب می شدند ، و کاهش نیز به صورت حذف یک اکسیژن از یک ترکیب اکسیژن دار تعریف می شد . اما معنی این واژه ها به تدریج گسترش یافت . امروزه ، اکسایش و کاهش ، بر مبنای تغییر عدد اکسایش تعریف می شوند . اکسایش فرآیندی است که در آن عدد اکسایش یک اتم افزایش می یابد و کاهش فرایندی است که در آن عدد اکسایش یک اتم کاهش می یابد . برای مثال در واکنش زیر اتم S اکسیده شده ( پس کاهنده است ) و اتم O کاهیده شده ( پس اکسنده است ) است . چون که عدد اکسایش اتم S از صفر به 4+ و عدد اکسایش اتم O از صفر به 2- تغییر کرده است .
S+O_2 \to SO_2
و همچنین واکنش زیر شامل اکسایش ـ کاهش نیست ، چونکه عدد اکسایش هیچ اتمی تغییر نکرده است :
SO_2 + H_2 O \to H_2 SO_3
معمولاً موازنه واکنش هایی که شامل اکسایش ـ کاهش که کاکس نامیده می شود ، دشوارتر از موازنه ی واکنش هایی است که شامل اکسایش ـ کاهش نیست . برای موازنه ی واکنش های اکسایش ـ کاهش از دو روش متداول استفاده می شود :
1. روش یون ـ الکترون
2. روش عدد اکسایش
روش یون ـ الکترون
واکنشهایی که در آنها مبادله الکترون انجام می‌گیرد، مثالهای واضحی از واکنشهای اکسایش-کاهش هستند. در واکنش سدیم و کلر، الکترون والانس اتم سدیم به کلر منتقل می‌شود:
برای یونهای ساده، عدد اکسایش برابر بار یون است. بنابراین، از دست دادن الکترون نوعی اکسایش و گرفتن الکترون نوعی کاهش است. این معادله را می‌توان به دو معادله جزئی که هر یک نماینده یک نیم واکنش است، تقسیم کرد.
برای موازنه معادلات اکسایش-کاهش به روش یون- الکترون، از معادلات جزئی استفاده می‌شود. یک معادله جزئی برای نشان دادن اکسایش (که در آن الکترون از دست می‌رود)و معادله جزئی دیگر برای نشان دادن کاهش (که در آن الکترون بدست می‌آید) مورد استفاده قرار می‌گیرد. معادله نهایی از ترکیب دو معادله جزئی حاصل می‌شود، به گونه‌ای که تعداد الکترونی که ماده اکسید شده از دست می‌دهد، برابر تعداد الکترونی باشد که ماده کاهش یافته، بدست می‌آورد.
در موازنه معادلات به روش یون- الکترون دو دستور کار که کمی متفاوت با هم هستند، مورد استفاده قرار می‌گیرند. یکی برای واکنشهایی که در محلول اسیدی انجام می‌گیرد و دیگری برای واکنشهایی که در محلول قلیایی صورت می‌پذیرد. مثالهایی از هر دو دستور کار، در زیر آورده خواهد شد
1. معادله را به دو معادله ی جزیی تقسیم می کنیم . اتم هایی را که عدد اکسایش خود را در هر یک از معادله های جزیی تغییر می دهند ، موازنه می کنیم .
2. اتم های O و H را در هر یک از معادله های جزیی موازنه می کنیم .
* برای واکنشهایی که در محلول اسیدی انجام می شوند :
الف) برای اتم O مورد نیاز ، یک H2O به آن طرف معادله ی جزئی که کمبود O دارد ، اضافه می کنیم .
ب) و H را هم با افزودن H + ، موازنه می کنیم .
* برای واکنش هایی که در محلول بازی انجام می شوند :
الف) برای هر اتم O مورد نیاز ، یک H2O به آن طرف معادله ی جزئی که کمبود O دارد اضافه می کنیم .
ب) به ازای هر اتم H مورد نیاز ، یک H2O به ان طرف معادله ی جزئی که کمبود H دارد اضافه می کنیم و یک OH − نیز در سمت مقابل قرار می دهیم .
1. به هر یک از معادله های جزئی الکترون اضافه می کنیم تا بار خالص در سمت چپ معادله با بار خالص در سمت راست معادله برابر شود .
2. در صورت لزوم یکی یا هر دو معادله ی جزئی را در عددی ضرب می کنیم تا تعداد الکترون های گرفته شده درمعادله جزئی دیگر برابر شود .
3. معادله های جزئی را با هم جمع می زنیم ، همچنین عبارت های مشترک در دو طرف معادله نهایی را جذف می کنیم .
روش عدد اکسایش
در روش عدد اکسایش برای موازنه کردن واکنش های اکسایش ـ کاهش ، سه مرحله وجود دارد . معادله ی واکنش نیتریک اسید و هیدروژن سولفید را برای نمایش این روش به کار می گیریم . معادله ی واکنش موازنه نشده به قرار زیر است :
HNO_3 + H_2 S \to NO + S + H_2 O
1. عدد اکسایش اتم ها را برای شناسایی اتم هایی که دست خوش اکسایش ـ کاهش می شوند ، تعیین می کنیم . که به این ترتیب نیتروژن کاهیده شده ( از 5+ به 2+ ، کاهشی برابر 3 ) و گوگرد اکسیده شده ( از 2- به صفر ، افزایشی برابر 2 ) است .
2. ضرایب به گونه ای اضافه می شوند که کاهش کل و افزایش کل در عدد اکسایش برابر شود . افزایشی برابر با 2 و کاهشی برابر با 3 داریم که در معادله ی موازنه نشده آمده است . کوچکترین حاصلضرب مشترک 3 و 2 عدد 6 است . در نتیجه 2HNO3 و 2NO ( برای کاهش کل 6 ) و 3H2S و 3S ( برای افزایش کل 6 ) به کار می گیریم :
2HNO_3 + 3H_2 S \to 2NO + 3S + H_2 O
توجه داریم که اکنون هشت اتم هیدروژن در سمت چپ معادله داریم . با قرار دادن 4H2O در سمت راست ، می توان به همان تعداد اتم H رسید :
2HNO_3 + 3H_2 S \to 2NO + 3S + 4H_2 O
ضریب مولی یا ضریب استوکیومتری چیست
ضریب استوکیومتری عددی است که در سمت چپ نماد شیمیایی یک عنصر یا فرمول شیمیایی یک ترکیب قرار می گیرد و تعداد آن را مشخص می کند. مثلا وقتی می نویسیم ۵Fe عدد 5 ضریب استوکیومتری یا ضریب مولی آهن را نشان می دهد و مفهوم آن پنج اتم آهن است. یا وقتی می نویسیم ۳H2O ، عدد سه ضریب استوکیومتری آب را نشان می دهد، یعنی سه مولکول آب. ضریب استوکیومتری یک ترکیب علاوه بر آنکه تعداد واحد فرمولی آن ترکیب را نشان می دهد، در شمارش اتمهای سازنده آن ترکیب نیز محاسبه می شود.
مثال :
در 5 مولکول سولفوریک اسید، H2SO4 ، تعداد 10 اتم H هیدروژن ، 5 اتم S گوگرد و 20 اتم O اکسیژن وجود دارد.
موازنه واکنشهای شیمیایی به روش وارسی :
روش وارسی برای هنگامی که گونه‌های چند اتمی، مانند بنیان اسیدها یا نمکها، دست نخورده باقی می‌مانند، و همچنین برای واکنشهایی که در آن ها عناصر دستخوش تغییر عدد اکسایش نمی شوند،روش خوبی است. اما هنگامی که این گونه‌ها تغییر می‌کنند و در دو طرف واکنش یکسان نیستند، و یا یک یا چند عنصر شرکت کننده در واکنش دچار تغییر عدد اکسایش می شوند، این روش قابل اجرا نیست.
برای موازنه ی واکنشهایی که در آنها گونه های (اتم، مولکول یا یون) شرکت کننده در واکنش دچار تغییر عدد اکسایش می شوند، می توان آنها را به چهار گروه تقسیم نمود.
البته باید ابتدا مطالعه ای روی اعداد اکسایش عناصر داشته باشید. در قانون اعداد اکسایش، هر عنصر یا مولکولی که به حالت آزاد وجود داشته باشد، دارای عدد اکسایش صفر می باشد. به عنوان مثال Cl2 دارای عدد اکسایش صفر می باشد. در ترکیب NaCl ( با توجه به اینکه فلزات گروه اول همیشه دارای عدد اکسایش 1+ می باشند و باید مجموع کل اعداد اکسایش یک ترکیب خنثی برابر صفر شود) عدد اکسایش کلر برابر 1- می باشد. همچنین در ترکیب NaClO3 با توجه به اینکه عدد اکسایش اکسیژن برابر 2- است، X +1+ {(2-)*3)=0 با حل معادله برای ایکس 5+ بدست می آید.
1-دسته ی اول واکنشهایی که در آنها یک عنصر اکسید می شود و عنصر دیگر احیا می گردد. برای موازنه ی این دسته از واکنشها، میزان تغییر درجات اکسید و تغییر درجات احیا را تعیین می کنیم، سپس "در سمت چپ" (مهم است که از کدام سمت موازنه را شروع می کنیم)تغییر درجات اکسید را ضریب عنصری قرار می دهیم که احیا شده است و تغییر درجات احیا را ضریب عنصری قرار می دهیم که اکسید گردیده است.
توجه داشته باشید که وقتی عنصری اکسید می شود، الکترون از دست داده و عدد اکسیداسیون ان زیاد می شود و وقتی عنصری احیا می شود که الکترون گرفته و عدد اکسیداسیون آن کم شود.
به عنوان مثال:
AuCl3 + SnCl2 --> SnCl4 + Au
3+ 1- 2+ 1- 4+ 1- 0
(اعداد اکسایش به صورت برعکس افتاده است و سمت راستی ها برای ترکیبات سمت چپ و برعکس می باشند) در بالا اعداد اکسایش مربوط به هر عنصر در زیر آن امده است، بنابراین می بینید که عدد اکسایش عنصر طلا از +3 به 0 رسیده، درنتیجه 3 درجه احیا شده است. عنصر قلع نیز از +2 به +4 رسیده، یعنی 2 درجه اکسید شده است، این اعداد را به طور برعکس به عناصر مربوطه می دهیم:
2AuCl3 + 3SnCl2 --> SnCl4 + Au
حال موازنه را کامل می کنیم:
2AuCl3 + 3SnCl2 --> 3SnCl4 + 2Au
بدین ترتیب واکنش فوق موازنه می شود.
برای موازنه واکنشهای شیمیایی به روش وارسی به این صورت عمل می کنیم.
1- ترکیبی را که بیشترین تعداد اتمها در ساختمان آن وجود دارد ( از بین واکنش دهنده ها یا فرآورده ها ) انتخاب می کنیم.
2- موازنه را از عنصری در این ترکیب آغاز می کنیم که بیشترین شمار اتم را داشته باشد و پراکندگی آن در معادله واکنش کمتر باشد. ( منظور از پراکندگی کمتر این است که آن اتم در معادله شیمیایی واکنش در ترکیبهای کمتری دیده شود )
3- در مرحله آخر ابتدا تعداد اتمهای اکسیژن و سپس اتمهای هیدروژن را موازنه می کنیم.
توجه داشته باشید که اتمهای اکسیژن و هیدروژن حتما نباید در مرحله آخر موازنه شوند و در مواردی این قاعده اجرا نمی شود.
در موازنه به روش وارسی باید به نکات زیر نیز توجه داشت :
- اتمهای مناسب برای شروع موازنه باید فقط به صورت ترکیب باشند. مثلا در معادله واکنش زیر 3 نوع اتم (C , N , O ) وجود دارد که می توان موازنه را از آنها شروع کرد، اما چون اکسیژن در سمت چپ به صورت عنصر است موازنه با آن شروع نمی شود.
HCN + H2O CH4 + NH3 + O2
معادله موازنه شده نباید دارای ضرایب کسری باشد. اگر در موازنه به ضرایب کسری برخوردیم ، تمام ضرایب معادله را در عددی مناسب ضرب می کنیم تا ضرایب کسری از بین بروند. برای مثال معادله واکنش سوختن گاز اتان پس از موازنه به صورت زیر است.
2CO2 + 3H2O C2H6 + 7/2O2
برای از بین بردن ضریب کسری 2/7 برای اکسیژن می توان تمام ضریبهای معادله را در عدد 2 ضرب کرد. تا معادله به صورت زیر در آید
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
- ضریبهای موازنه باید کوچکترین عددهای صحیح را برای آن معادله شامل شوند. مثلا معادله بالا را می تونستیم با ضریبهای بزرگتری نیز موازنه کنیم .
4C2H6 + 14O2 6CO2 + 12H2O
این ضریبها عددهای صحیح هستند ولی می توان آنها را ساده کرد.
اهمیت استفاده از ضریبهای غیر کسری و کوچک در محاسبات استوکیومتری نشان داده می شود.
موازنه معادله های یونی :
برخی معادله های یونی را نیز می توان به روش وارسی موازنه کرد. در موازنه این نوع معادله ها باید علاوه بر موازنه تعداد اتمها در دو سمت معادله تعداد بارهای منفی یا مثبت نیز در دو سمت معادله برابر شوند. در این نوع معادله ها بهتر است ابتدا با استفاده از تغییر عدد اکسایش ضرایب موازنه را برای اتمهای که عدد اکسایش آنها تغییر کرده است را به دست آوریم. در معادله زیر عدد اکسایش کلر در Cl2 صفر و در ClO3- ، 5+ می باشد یعنی تغییر عدد اکسایش 5 درجه است. از طرفی عدد اکسایش کلر در یونCl- ، 1- می باشد. پس تغییر عدد اکسایش یک درجه است. تغییر عدد اکسایش در ClO3- را ضریب Cl- و تغییر عدد اکسایش در Cl- را ضریب ClO3- قرار می دهیم.
Cl2 + OH- ClO3- + Cl- + H2O
Cl2 + OH- 1ClO3- + 5Cl- + H2O
برای موازنه بارهای منفی به OH- ضریب 6 می دهیم.
Cl2 + 6OH- 1ClO3- + 5Cl- + H2O
هیدروژنها را موازنه می کنیم.
Cl2 + 6OH- 1ClO3- + 5Cl- + 3H20
با موازنه اتمهای کلر ، معادله موزنه می شود.
3Cl2 + 6OH- 1ClO3- + 5Cl- + 3H2O
هادی معصوم جو sakoye10hom.blog.ir
