Метод на полуреакция: алгоритъм

2024 Автор: Angel Austin | [email protected]. Последно модифициран: 2023-12-17 05:17

Много химични процеси протичат с промяна в степените на окисление на атомите, които образуват реагиращите съединения. Записването на уравнения за реакции от редокс тип често е съпроводено с трудности при подреждането на коефициентите пред всяка формула на веществата. За тези цели са разработени техники, свързани с електронния или електронно-йонния баланс на разпределението на заряда. Статията описва подробно втория начин на записване на уравнения.

Метод на полу-реакция, обект

Нарича се още електронно-йонен баланс на разпределението на коефициентите. Методът се основава на обмена на отрицателно заредени частици между аниони или катиони в разтворена среда с различни стойности на pH.

В реакциите на електролити от окисляващ и редуциращ тип участват йони с отрицателен или положителен заряд. Молекулярно-йонни уравнениятипове, базирани на метода на полуреакциите, ясно доказват същността на всеки процес.

За формиране на баланс се използва специално обозначение на електролити със силна връзка като йонни частици и слаби съединения, газове и утайки под формата на недисоциирани молекули. Като част от схемата е необходимо да се посочат частиците, в които се променя степента на тяхното окисляване. За да определите средата на разтворителя в баланса, кисела (H⁺), алкална (OH^-) и неутрална (H_{2O) условия.}

За какво се използва?

В OVR методът на полуреакция е насочен към записване на йонни уравнения отделно за окислителни и редукционни процеси. Крайният баланс ще бъде тяхното сумиране.

Стъпки на изпълнение

Методът на полуреакция има свои собствени особености на писане. Алгоритъмът включва следните етапи:

- Първата стъпка е да запишете формулите на всички реагенти. Например:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- След това трябва да установите функцията, от химическа гледна точка, на всеки съставен процес. В тази реакция KMnO₄ действа като окислител, H₂S е редуциращ агент, а HCl определя киселинна среда.

- Третата стъпка е да запишете от нов ред формулите на йонно реагиращи съединения със силен електролитен потенциал, атомите на които имат промяна в степените на окисление. При това взаимодействие MnO₄^- действа като окислител, H₂S ередуциращ реагент и H⁺ или оксониев катион H₃O⁺ определя киселинната среда. Газообразните, твърди или слаби електролитни съединения се изразяват с цели молекулни формули.

Познавайки първоначалните компоненти, опитайте се да определите кои окислителни и редуциращи реагенти ще имат съответно редуцирани и окислени форми. Понякога крайните вещества вече са поставени в условията, което улеснява работата. Следните уравнения показват прехода на H₂S (сероводород) към S (сяра) и аниона MnO₄ ^{-до Mn катион}2+.

За да се балансират атомните частици в лявата и дясната част, към киселинната среда се добавя водороден катион H⁺ или молекулярна вода. Хидроксидни йони OH^- или H₂O.

се добавят към алкалния разтвор

MnO₄^-→ Mn²⁺

В разтвор кислороден атом от манганатни йони заедно с H⁺ образуват водни молекули. За да се изравни броят на елементите, уравнението се записва, както следва: 2^{O + Mn}2+.

След това се извършва електрическо балансиране. За да направите това, помислете за общата сума на таксите в левия раздел, оказва се +7, а след това в дясната страна се оказва +2. За да се балансира процеса, пет отрицателни частици се добавят към изходните вещества: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Това води до намаляване на полуреакция.

Сега следва процесът на окисление, за да се изравни броят на атомите. За това от дясната странадобавяне на водородни катиони: H₂S → 2H⁺ + S.

След изравняване на таксите: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Вижда се, че две отрицателни частици са отнети от изходните съединения. Оказва се полуреакция на окислителния процес.

Запишете двете уравнения в колона и изравнете дадените и получените такси. Съгласно правилото за определяне на най-малките кратни за всяка полуреакция се избира множител. Уравнението за окисляване и редукция се умножава по него.

Сега можете да добавите двата баланса, като добавите лявата и дясната страна заедно и намалите броя на електронните частици.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

В полученото уравнение можете да намалите числото H⁺ с 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Проверка на коректността на йонния баланс чрез преброяване на броя на кислородните атоми преди и след стрелката, което е равно на 8. Необходимо е също да се провери зарядите на крайната и началната част на баланса: (+6) + (-2)=+4. Ако всичко съвпада, значи е правилно.

Методът на полуреакция завършва с прехода от йонната нотация към молекулярното уравнение. За всеки анионен икатионна частица от лявата страна на везната, се избира йон, противоположен на заряда. След това се прехвърлят на дясната страна, в същото количество. Сега йоните могат да се комбинират в цели молекули.

6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

H₂S + KMnO₄ + 6HCl → 8H₂O + 2MnCl ₂ + 5S + 2KCl.

Възможно е да се приложи методът на полуреакциите, чийто алгоритъм се свежда до писане на молекулярно уравнение, заедно с записване на баланси от електронен тип.

Определяне на окислители

Тази роля принадлежи на йонни, атомни или молекулярни частици, които приемат отрицателно заредени електрони. Веществата, които се окисляват, претърпяват редукция в реакции. Имат електронен дефицит, който може лесно да се попълни. Такива процеси включват редокс полуреакции.

Не всички вещества имат способността да приемат електрони. Силните окислители включват:

халогенни представители;
киселина като азотна, селенова и сярна;
калиев перманганат, дихромат, манганат, хромат;
манган и оловни четиривалентни оксиди;
йонни сребро и злато;
газообразни кислородни съединения;
двувалентни медни и едновалентни сребърни оксиди;
соли, съдържащи хлор;
кралска водка;
водороден пероксид.

Определяне на редуциращи агенти

Тази роля принадлежи на йонни, атомни или молекулярни частици, които отделят отрицателен заряд. В реакциите, редуциращите вещества претърпяват окислително действие, когато електроните се елиминират.

Възстановяващите свойства имат:

представители на много метали;
серни четиривалентни съединения и сероводород;
халогенирани киселини;
желязо, хром и манган сулфати;
калаен двувалентен хлорид;
азотсъдържащи реагенти като азотна киселина, двувалентен оксид, амоняк и хидразин;
естествен въглерод и неговия двувалентен оксид;
молекули на водорода;
фосфорна киселина.

Предимства на електронно-йонния метод

За записване на редокс реакции, методът на полуреакция се използва по-често от баланса на електронната форма.

Това се дължи на предимствата на електронно-йонния метод:

Когато пишете уравнение, вземете предвид реалните йони и съединения, които съществуват в разтвора.
Възможно е първоначално да нямате информация за получените вещества, те се определят на последните етапи.
Данните за степента на окисляване не винаги са необходими.
Благодарение на метода можете да разберете броя на електроните, които участват в полуреакциите, как се променя pH на разтвора.
Сингуларностпроцеси и структурата на получените вещества.

Полуреакции в киселинен разтвор

Извършването на изчисления с излишък от водородни йони се подчинява на основния алгоритъм. Методът на полуреакции в кисела среда започва със записването на съставните части на всеки процес. След това те се изразяват под формата на уравнения на йонната форма с баланса на атомния и електронен заряд. Процесите с окисляващ и редуциращ характер се записват отделно.

За изравняване на атомния кислород по посока на реакциите с неговия излишък се въвеждат водородни катиони. Количеството H⁺ трябва да е достатъчно за получаване на молекулярна вода. В посока липса на кислород, H₂O.

След това извършете баланса на водородни атоми и електрони.

Те сумират частите от уравненията преди и след стрелката с подреждането на коефициентите.

Намалете идентичните йони и молекули. Липсващите анионни и катионни частици се добавят към вече записаните реагенти в общото уравнение. Техният номер след и преди стрелката трябва да съвпада.

Уравнението на OVR (метод на полуреакция) се счита за изпълнено, когато се пише готов израз на молекулярна форма. Всеки компонент трябва да има определен множител.

Примери за кисела среда

Взаимодействието на натриев нитрит с хлорна киселина води до производството на натриев нитрат и солна киселина. За подреждане на коефициентите се използва методът на полуреакциите, примери за писане на уравнениясвързано с индикация на кисела среда.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → НЕ₃^- +2H⁺ |3

ClO₃^- + 6H⁺ + 3H₂ O + 3NO₂^- → 3H₂O + Cl ^- + 3NO₃^- +6H⁺

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

В този процес от нитрит се образува натриев нитрат, а от хлорна киселина се образува солна киселина. Степента на окисление на азота се променя от +3 до +5, а зарядът на хлора +5 става -1. И двата продукта не се утаяват.

Полуреакции за алкална среда

Извършването на изчисления с излишък от хидроксидни йони съответства на изчисленията за киселинни разтвори. Методът на полуреакциите в алкална среда също започва с изразяване на съставните части на процеса под формата на йонни уравнения. Наблюдават се разлики по време на подравняването на броя на атомния кислород. Така молекулярната вода се добавя към страната на реакцията с нейния излишък, а хидроксидните аниони се добавят към противоположната страна.

Коефициентът пред молекулата H₂O показва разликата в количеството кислород след и преди стрелката, а за OH^{-йони се удвоява. По време на окисляванетореагент, който действа като редуциращ агент, премахва О атомите от хидроксилни аниони.}

Методът на полуреакциите завършва с останалите стъпки на алгоритъма, които съвпадат с процеси, които имат киселинен излишък. Крайният резултат е молекулярно уравнение.

Алкални примери

Когато йодът се смеси с натриев хидроксид, се образуват натриев йодид и йодат, водни молекули. За да се постигне баланс на процеса, се използва методът на полуреакция. Примерите за алкални разтвори имат свои собствени специфики, свързани с изравняването на атомния кислород.

NaOH + I₂ →NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^- → I^- |5

6OH^- + I - 5e^- → I^- + 3H 2_{O + IO}3- ^|1

I + 5I + 6OH^- → 3H₂O + 5I^- + IO ₃^-

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ →5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

Резултатът от реакцията е изчезването на виолетовия цвят на молекулния йод. Има промяна в степента на окисление на този елемент от 0 до -1 и +5 с образуването на натриев йодид и йодат.

Реакции в неутрална среда

Обикновено това е името на процесите, които протичат по време на хидролизата на соли с образуването на слабо кисел (с рН от 6 до 7) или слабо алкален (с рН от 7 до 8) разтвор.

Методът на полуреакция в неутрална среда е записан в няколкоопции.

Първият метод не взема предвид хидролизата на солта. Средата се приема като неутрална, а молекулярната вода се определя отляво на стрелката. В тази версия едната полуреакция се приема като киселинна, а другата като алкална.

Вторият метод е подходящ за процеси, при които можете да зададете приблизителната стойност на pH стойността. Тогава реакциите за йонно-електронния метод се разглеждат в алкален или кисел разтвор.

Пример за неутрална среда

Когато сероводородът се комбинира с натриев бихромат във вода, се получава утайка от серен, натриев и тривалентен хром хидроксид. Това е типична реакция за неутрален разтвор.

Na₂Cr₂O₇ + H₂ S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)₃

H₂S - 2e^- → S + H⁺ |3

7H₂O + Cr₂O₇^2- + 6e^- → 8OH^- + 2Cr(OH)₃ |1

7H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH^-. Водородните катиони и хидроксидните аниони се комбинират, за да образуват 6 водни молекули. Те могат да бъдат премахнати от дясната и от лявата страна, оставяйки излишъка пред стрелката.

H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3S + 2Cr(OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂ S +H₂O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)₃

В края на реакцията се получава утайка от син хромов хидроксид и жълтсяра в алкален разтвор с натриев хидроксид. Степента на окисление на елемента S с -2 става 0, а зарядът на хром с +6 става +3.