Metoda de semireactionare: algoritm

multe chimice

Metoda de semireactionare, esenta

Se mai numește echilibrul electron-ion al distribuției factorilor de coeficient. Bazat pe metoda schimbului de particule încărcate negativ între anioni sau cationi în mediul de dizolvare cu valori diferite ale pH-ului.

În reacțiile de oxidare și reducere a electroliților participă ioni cu o sarcină negativă sau pozitivă. Ecuațiile de tip ionic molecular, bazate pe metoda semia-reacției, demonstrează clar esența oricărui proces.

Pentru a forma echilibrul electrolitilor folosind o notație legătură specială puternică ca particule ionice și conexiuni în vrac, și depozite de gaze sub formă de molecule nedisociate. În compoziția schemei este necesar să se indice particule în care variază gradul de oxidare a acestora. Pentru a determina mediul de dizolvare în echilibru, acidul (H⁺), alcaline (OH^-) și neutru (H₂O).

Pentru ce folosire?

În OVR, metoda de reacție pe jumătate are drept scop scrierea ecuațiilor ionice separat pentru procesele oxidative și de reducere. Echilibrul final va fi suma lor.

Etape de implementare

Metoda de jumătate de reacție are propriile particularități de scriere. Algoritmul include următorii pași:

- Primul pas este de a scrie formulele pentru toți reactanții. De exemplu:

H₂S + KMnO₄ + HCI

- Apoi, este necesar să se stabilească o funcție, din punct de vedere chimic, a fiecărui proces component. În această reacție KMnO₄ acționează ca agent de oxidare, H₂S este un agent reducător și HCI determină mediul acid.

- Al treilea pas ar trebui să fie scris pe o formulă nouă linie de compuși ionici care reacționează cu un potențial electrolit puternic în atomii de care există o schimbare de grade de oxidare. În această interacțiune, MnO₄^- acționează ca agent de oxidare, H₂S este un reactiv reducător și H⁺ sau un cation de oxoniu H₃O⁺ determină mediul acid. Compușii electrolitici compuși gazoși, solizi sau slabi sunt exprimați ca formule moleculare întregi.

Cunoscând componentele inițiale, încercați să determinați ce agent de oxidare și de reducere va avea o formă redusă și oxidată, respectiv. Uneori substanțele finale sunt deja stabilite în condiții care facilitează munca. În ecuațiile următoare, tranziția H₂S (hidrogen sulfurat) în S (sulf) și anionul MnO₄^- în cationul Mn²⁺.

Pentru a echilibra particulele atomice în secțiunile din stânga și din dreapta, cationul hidrogen H⁺ sau apă moleculară. La soluția alcalină, ionii de hidroxid OH^- sau H₂O.

MnO₄^-→ Mn²⁺

În soluție, atomul de oxigen din ionii de manganat împreună cu H⁺ formează molecule de apă. Pentru a egaliza numărul de elemente, ecuația este scrisă ca: 8H⁺ + MnO₄^- → 4H₂O + Mn²⁺.

Apoi se efectuează echilibrarea electrică. Pentru a face acest lucru, ia în considerare suma totală a taxelor din zona stângă, se dovedește a fi +7, iar apoi în partea dreaptă, este +2. Pentru a echilibra procesul cu materiile prime, se adaugă cinci particule negative: 8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- → 4H₂O + Mn²⁺. Se obține o recuperare de jumătate de reacție.

Acum, procesul de oxidare urmează numărul de atomi. Pentru aceasta, în partea dreaptă se adaugă cationi de hidrogen: H₂S → 2H⁺ + S.

După ce încărcarea este egalizată: H₂S -2e^- 2H⁺ + S. Se observă că două particule negative sunt luate din compușii inițiali. Se obține o jumătate de reacție a procesului de oxidare.

Înregistrați ambele ecuații într-o coloană și egalizați tarifele date și primite. Prin regula de determinare a celei mai mici multipli, fiecare factor este ales pentru fiecare jumătate de reacție. Ecuația de oxidare și reducere este înmulțită de aceasta.

Acum este posibil să rezumăm cele două balanțe prin adăugarea părților stângi și drepte între ele și prin reducerea numărului de particule de electroni.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- → 4H₂O + Mn²⁺ 2

H₂S -2e^- 2H⁺ + S | 5 |

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

În ecuația rezultată, numărul H⁺ reduceți cu 10: 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Verificam corectitudinea echilibrului ionic prin numărarea numărului de atomi de oxigen la săgeți și după aceasta, care este egal cu 8. Este de asemenea necesar să se verifice tarifele finale, iar partea inițială a soldului: (6) + (-2) = 4. Dacă totul este același, atunci acesta este compilat corect.

Metoda de jumătate de reacție se termină cu o tranziție de la înregistrarea ionică la ecuația moleculară. Pentru fiecare particulă anionică și cationică din partea stângă a balanței, se selectează ionul opus în sarcină. Apoi sunt transferate în partea dreaptă, în aceeași sumă. Acum, ionii pot fi combinați în molecule întregi.

6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6CL^- + 2K⁺ → 6CI^- + 2K⁺

H₂S + KMnO₄ + 6HCI -> 8H₂O + 2MnCl₂ + 5S + 2 KCI.

Pentru a aplica metoda de reacție pe jumătate, a cărui algoritm reduce la scrierea unei ecuații moleculare, se poate, împreună cu scrierea de solduri electronice.

Determinarea oxidanților

Acest rol aparține particulelor ionice, atomice sau moleculare care acceptă electronii încărcați negativ. Substanțele oxidante suferă o restaurare a reacțiilor. Ele au un defect electronic, care poate fi ușor de completat. Astfel de procese includ jumătate de reacții redox.

Nu toate substanțele au capacitatea de a atașa electroni. Reactivii puternici de oxidare includ:

• reprezentanți halogenați;
• acidul acid nitric, seleniu și sulfuric;
• Permanganat de potasiu, dicromat, manganat, cromat;
• mangan și plumb oxizi tetravalenți;
• argintul și aurul sunt ionice;
• compuși de gaz oxigen;
• oxid de cupru bivalent și argint monovalent;
• componente de sare care conțin clor;
• vodca regală;
• peroxid de hidrogen.

Determinarea agenților reducători

Un astfel de rol aparține particulelor ionice, atomice sau moleculare care dau o sarcină negativă. În reacții, substanțele reducătoare suferă o acțiune oxidativă atunci când electronii sunt separați.

Proprietățile de reparație posedă:

• reprezentanți ai multor metale;
• sulf de compus tetravalent și hidrogen sulfurat;
• acizi halogenați;
• fier, crom și sulfat de mangan;
• clorură bivalentă de staniu;
• reactivi care conțin azot de tipul respectiv acid azotic, oxidul bivalent, amoniacul și hidrazina;
• Cărbunele natural și oxidul său sunt divalente;
• molecule de hidrogen;
• fosfor acid.

Avantajele metodei electron-ion

Pentru a scrie reacții de reducere a oxidării, metoda de jumătate de reacție este folosită mai des decât echilibrul speciilor de electroni.

Acest lucru se datorează avantajelor metodei electron-ion:

1. La momentul scrierii, ecuațiile iau în considerare ionii și compușii reali care există în soluție.
2. În primul rând nu puteți avea informații despre substanțele rezultate, ele sunt determinate în etapele finale.
3. Datele privind gradul oxidant nu sunt întotdeauna necesare.
4. Datorită metodei, este posibil să se determine numărul de electroni care participă la reacțiile pe jumătate, deoarece indicele de hidrogen al soluției se schimbă.
5. Prin ecuațiile reduse ale speciilor ionice, sunt studiate particularitățile proceselor și structura substanțelor rezultate.

Jumătate de reacții în soluție acidă

Calculul ionilor de hidrogen în exces respectă algoritmul de bază. Metoda de reacții pe jumătate într-un mediu acid începe cu înregistrarea constituenților oricărui proces. Apoi ele sunt exprimate sub formă de ecuații ale formei ionice, cu respectarea echilibrului încărcăturii atomice și electronice. Procesele de natură oxidativă și de reducere sunt înregistrate separat.

Pentru a alinia atomic oxigen în direcția reacțiilor cu excesul său, se adaugă cationi de hidrogen. Numărul de H⁺ ar trebui să fie suficient pentru a obține apă moleculară. În direcția lipsei de oxigen, H₂O.

Apoi echilibrați atomii de hidrogen și electronii.

Rezumați părțile ecuațiilor înainte și după săgeată cu distribuția coeficienților.

Se efectuează reducerea ionilor și a moleculelor identice. Pentru reactivii deja înregistrați, adăugarea speciilor anionice și cationice lipsă se efectuează în ecuația totală. Numărul lor după și înainte de săgeată trebuie să coincidă.

Ecuația OVR (metoda de jumătate de reacție) este considerată a fi satisfăcută atunci când se scrie o expresie gata făcută a formei moleculare. Fiecare componentă trebuie să aibă un anumit multiplicator.

Exemple pentru medii acide

interacțiune Nitrit de sodiu cu acid cloric conduce la producerea de nitrat de sodiu și acid clorhidric. Pentru a aranja coeficienții, se folosește metoda semi-reacției, exemple de ecuații de scriere sunt asociate cu indicarea mediului acid.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCI

ClO₃^- + 6H⁺ + 6E^- → 3H₂O + Cl^- | 1

NU₂^- + H₂O - 2e^- → NU₃^- +2H⁺ 3

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

ClO₃^- + 3NO₂^- → Cl^- + 3NO₃^-

3NA⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCI.

În acest procedeu, azotatul de sodiu este obținut din azot și se formează acid clorhidric din acid cloric. Gradul oxidativ al azotului variază de la +3 la +5, iar sarcina clorului +5 devine -1. Ambele produse nu formează un precipitat.

Jumătate de reacții pentru mediul alcalin

Efectuarea calculelor cu un exces de ioni de hidroxid corespunde calculelor pentru soluțiile acide. Metoda de reacții pe jumătate într-un mediu alcalin începe de asemenea cu expresia părților componente ale procesului sub formă de ecuații ionice. Diferențele sunt observate în timpul alinierii numărului de oxigen atomic. Astfel, la reacție se adaugă apă moleculară cu excesul său, iar anionii de hidroxid se adaugă la partea opusă.

Coeficientul din fața moleculei H₂O prezintă diferența în cantitatea de oxigen după și înainte de săgeată și pentru ionii OH^- sa dublat. În timpul oxidării, reactivul care acționează ca agent reducător ia atomi de O departe de anionii hidroxilici.

Metoda de jumătate de reacție se termină cu etapele rămase ale algoritmului, care coincid cu procesele care au un exces de acid. Rezultatul final este ecuația tipului molecular.

Exemple pentru mediu alcalin

Când se amestecă iodul cu hidroxid de sodiu, se formează iodură de sodiu și iodat, molecule de apă. Pentru a obține echilibrul procesului, se folosește metoda de reacție pe jumătate. Exemplele de soluții alcaline au caracteristicile lor specifice legate de egalizarea oxigenului atomic.

NaOH + I₂ → NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^- → I^- 5

6OH^- + I - 5e^- → I^- + 3H₂O + IO₃^- | 1

I + 5I + 6OH^- → 3H₂O + 5I^- + IO₃^-

6NA⁺ → Na⁺ + 5NA⁺

6NaOH + 3I₂ → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

Rezultatul reacției este dispariția colorării violete a iodului molecular. Există o modificare a gradului de oxidare a acestui element de la 0 la -1 și +5 cu formarea de iodură și iodat de sodiu.

Reacțiile într-un mediu neutru

De obicei se referă la procesele care au loc în hidroliză pentru a forma săruri acide slabe (cu o valoare pH între 6 și 7) sau ușor bazic (până la pH 7 la 8) soluție.

Metoda de jumătate de reacții într-un mediu neutru este înregistrată în mai multe variante.

Prima metodă nu ia în considerare hidroliza sarelor. Mediul este considerat a fi neutru, iar apa moleculară este atribuită la stânga săgeții. În acest caz, o jumătate de reacție este luată ca acidă, iar cealaltă jumătate este alcalină.

A doua metodă este potrivită pentru procesele în care poate fi stabilită o valoare aproximativă a indicelui de hidrogen. Apoi, reacțiile pentru metoda ion-electron sunt considerate într-o soluție alcalină sau acidă.

Exemplu cu un mediu neutru

Când hidrogen sulfurat este combinat cu bicromat de sodiu în apă, se obține un precipitat de sulf, sodiu și crom de hidroxizi trivalenți. Aceasta este o reacție tipică pentru o soluție neutră.

na₂Cr₂O₇ + H₂S + H2O → NaOH + S + Cr (OH)₃

H₂S - 2e^- → S + H⁺ 3

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

7H₂O + 3H₂S + Cr₂O₇^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr (OH)₃ +8OH^-. Cationii de hidrogen și anionii de hidroxid, când sunt combinați, formează 6 molecule de apă. Acestea pot fi îndepărtate în părțile din dreapta și din stânga, lăsând un exces în fața săgeții.

H₂O + 3H₂S + Cr₂O₇^2- → 3S + 2Cr (OH)₃ +2OH^-

2na⁺ → 2Na⁺

na₂Cr₂O₇ + 3H₂S + H₂O-2NaOH + 3S + 2Cr (OH)₃

La sfârșitul reacției, se formează un precipitat din hidroxid de crom de culoare albastră și sulf galben într-o soluție alcalină cu hidroxid de sodiu. Gradul oxidativ al elementului S cu -2 devine 0, iar încărcătura de crom cu +6 se transformă în +3.