Metoda półreakcji: algorytm

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Ostatnio zmodyfikowany: 2023-12-17 05:38

Zachodzi wiele procesów chemicznych ze zmianą stanów utlenienia atomów tworzących reagujące związki. Pisaniu równań dla reakcji typu redoks często towarzyszy trudność w rozmieszczeniu współczynników przed każdym wzorem substancji. W tym celu opracowano techniki związane z elektroniczną lub elektronowo-jonową równowagą rozkładu ładunku. Artykuł opisuje szczegółowo drugi sposób pisania równań.

Metoda półreakcyjna, podmiot

Nazywa się to również bilansem elektronowo-jonowym rozkładu współczynników współczynników. Metoda opiera się na wymianie ujemnie naładowanych cząstek między anionami lub kationami w rozpuszczonych mediach o różnych wartościach pH.

W reakcjach elektrolitów typu utleniającego i redukującego biorą udział jony o ładunku ujemnym lub dodatnim. Równania molekularno-jonowetypy, oparte na metodzie półreakcji, jednoznacznie udowadniają istotę każdego procesu.

Aby stworzyć równowagę, specjalne oznaczenie elektrolitów silnego ogniwa jest używane jako cząstki jonowe, a słabe związki, gazy i wytrącanie w postaci niezdysocjowanych cząsteczek. W ramach schematu konieczne jest wskazanie cząstek, w których zmienia się stopień ich utlenienia. Do określenia rozpuszczalnika w wadze: kwaśnego (H⁺), zasadowego (OH^-) i obojętnego (H_{2O) warunki.}

Do czego służy?

W OVR metoda połówkowej reakcji ma na celu oddzielne zapisanie równań jonowych dla procesów utleniania i redukcji. Ich podsumowaniem będzie saldo końcowe.

Kroki wykonania

Metoda połowicznej reakcji ma swoje własne cechy pisania. Algorytm obejmuje następujące etapy:

- Pierwszym krokiem jest zapisanie wzorów wszystkich reagentów. Na przykład:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Następnie musisz ustalić funkcję, z chemicznego punktu widzenia, każdego procesu składowego. W tej reakcji KMnO₄ działa jako środek utleniający, H₂S jest środkiem redukującym, a HCl definiuje środowisko kwaśne.

- Trzecim krokiem jest zapisanie z nowego wiersza wzorów związków reagujących jonowo o silnym potencjale elektrolitowym, których atomy mają inny stopień utlenienia. W tej interakcji MnO₄^- działa jako środek utleniający, H₂S jestodczynnik redukujący, a H⁺ lub kation oksonium H₃O⁺ określa środowisko kwaśne. Związki gazowe, stałe lub słabo elektrolityczne są wyrażane przez całe wzory cząsteczkowe.

Znając początkowe składniki, spróbuj określić, które odczynniki utleniające i redukujące będą miały odpowiednio zredukowaną i utlenioną formę. Czasami finalne substancje są już ustawione w warunkach, co ułatwia pracę. Poniższe równania wskazują przejście H₂S (siarkowodór) do S (siarka) oraz anion MnO₄ ^{-do Mn kation}2+.

Aby zrównoważyć cząsteczki atomowe w lewej i prawej części, do kwaśnego ośrodka dodaje się kation wodorowy H⁺ lub wodę molekularną. Jony wodorotlenkowe OH^- lub H₂O.

są dodawane do roztworu alkalicznego

MnO₄^-→ Mn²⁺

W roztworze atom tlenu z jonów manganianowych wraz z H⁺ tworzą cząsteczki wody. Aby wyrównać liczbę elementów, równanie jest zapisywane w następujący sposób: 2^{O + Mn}2+.

Następnie przeprowadzane jest równoważenie elektryczne. Aby to zrobić, rozważ całkowitą kwotę opłat w lewej sekcji, okazuje się, że +7, a następnie po prawej stronie okazuje się, że +2. Aby zrównoważyć proces, do substancji wyjściowych dodaje się pięć cząstek ujemnych: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Prowadzi to do połowicznej reakcji redukcji.

Teraz następuje proces utleniania, aby wyrównać liczbę atomów. Do tego po prawej stroniedodać kationy wodorowe: H₂S → 2H⁺ + S.

Po wyrównaniu ładunków: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Widać, że ze związków wyjściowych odejmuje się dwie ujemne cząstki. Okazuje się, że reakcja połowiczna procesu utleniania.

Zapisz oba równania w kolumnie i wyrównaj podane i otrzymane ładunki. Zgodnie z zasadą wyznaczania najmniejszych wielokrotności dla każdej połówkowej reakcji dobierany jest mnożnik. Równanie utleniania i redukcji jest przez nią mnożone.

Teraz możesz dodać dwie wagi, dodając razem lewą i prawą stronę i zmniejszając liczbę cząstek elektronów.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

W otrzymanym równaniu możesz zmniejszyć liczbę H⁺ o 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Sprawdzenie poprawności bilansu jonowego poprzez zliczenie liczby atomów tlenu przed i za strzałką, która jest równa 8. Konieczne jest również sprawdzenie ładunków końcowej i początkowej części bilansu: (+6) + (-2)=+4. Jeśli wszystko się zgadza, to jest poprawne.

Metoda reakcji połówkowej kończy się przejściem od zapisu jonowego do równania molekularnego. Dla każdego anionowego icząsteczka kationowa lewej strony wagi, wybierany jest jon o przeciwnym ładunku. Następnie są przenoszone na prawą stronę, w tej samej wysokości. Teraz jony można łączyć w całe cząsteczki.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Możliwe jest zastosowanie metody reakcji połówkowych, której algorytm sprowadza się do zapisania równania molekularnego wraz z zapisem wag typu elektronicznego.

Oznaczanie środków utleniających

Ta rola należy do cząstek jonowych, atomowych lub molekularnych, które przyjmują ujemnie naładowane elektrony. Substancje utleniające ulegają redukcji w reakcjach. Mają wadę elektroniczną, którą można łatwo uzupełnić. Takie procesy obejmują reakcje połówkowe redoks.

Nie wszystkie substancje mają zdolność przyjmowania elektronów. Silne utleniacze obejmują:

• przedstawiciele halogenów;
• kwas jak azotowy, selenowy i siarkowy;
• nadmanganian potasu, dwuchromian, manganian, chromian;
• czterowartościowe tlenki manganu i ołowiu;
• srebro i złoto jonowe;
• gazowe związki tlenu;
• dwuwartościowe tlenki miedzi i jednowartościowe srebro;
• składniki soli zawierające chlor;
• królewska wódka;
• nadtlenek wodoru.

Oznaczanie środków redukujących

Ta rola należy do cząstek jonowych, atomowych lub molekularnych, które wydzielają ładunek ujemny. W reakcjach substancje redukujące ulegają działaniu utleniającemu, gdy elektrony są eliminowane.

Właściwości naprawcze mają:

• przedstawiciele wielu metali;
• czterowartościowe związki siarki i siarkowodór;
• kwasy halogenowane;
• siarczany żelaza, chromu i manganu;
• chlorek dwuwartościowy cyny;
• odczynniki zawierające azot, takie jak kwas azotawy, dwuwartościowy tlenek, amoniak i hydrazyna;
• naturalny węgiel i jego dwuwartościowy tlenek;
• cząsteczki wodoru;
• kwas fosforowy.

Zalety metody elektronowo-jonowej

Do zapisywania reakcji redoks częściej stosuje się metodę reakcji połówkowej niż wagę elektroniczną.

Wynika to z zalet metody elektronowo-jonowej:

1. Pisząc równanie, weź pod uwagę rzeczywiste jony i związki, które istnieją w roztworze.
2. Możesz nie mieć początkowo informacji o powstałych substancjach, są one określane na końcowych etapach.
3. Dane dotyczące stopnia utleniania nie zawsze są potrzebne.
4. Dzięki metodzie można poznać liczbę elektronów biorących udział w reakcjach połówkowych, jak zmienia się pH roztworu.
5. osobliwośćprocesy i struktura powstałych substancji.

Reakcje połówkowe w roztworze kwasu

Wykonywanie obliczeń z nadmiarem jonów wodorowych jest zgodne z głównym algorytmem. Metoda reakcji połówkowych w środowisku kwaśnym rozpoczyna się od zarejestrowania części składowych dowolnego procesu. Następnie wyrażane są w postaci równań postaci jonowej z równowagą ładunku atomowego i elektronowego. Procesy o charakterze utleniającym i redukującym są rejestrowane oddzielnie.

Aby wyrównać tlen atomowy w kierunku reakcji z jego nadmiarem, wprowadzane są kationy wodoru. Ilość H⁺ powinna wystarczyć do uzyskania wody cząsteczkowej. W kierunku braku tlenu, H₂O.

Następnie przeprowadź równowagę atomów wodoru i elektronów.

Podsumowują części równań przed i za strzałką z układem współczynników.

Zredukuj identyczne jony i cząsteczki. Brakujące cząstki anionowe i kationowe są dodawane do już zarejestrowanych odczynników w ogólnym równaniu. Ich liczba po i przed strzałką musi się zgadzać.

Równanie OVR (metoda reakcji połówkowej) jest uważane za spełnione podczas pisania gotowego wyrażenia formy molekularnej. Każdy składnik musi mieć określony mnożnik.

Przykłady środowisk kwaśnych

Oddziaływanie azotynu sodu z kwasem chlorowym prowadzi do produkcji azotanu sodu i kwasu solnego. Do uporządkowania współczynników stosuje się metodę półreakcji, przykłady pisania równańzwiązane ze wskazaniem środowiska kwaśnego.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → NIE₃^- +2H⁺ |3

ClO₃^- + 6H⁺ + 3H₂ O + 3NO₂^- → 3H₂O + Cl ^- + 3NIE₃^- +6H⁺

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NIE}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

W tym procesie azotan sodu powstaje z azotynu, a kwas solny z kwasu chlorowego. Stan utlenienia azotu zmienia się od +3 do +5, a ładunek chloru +5 staje się -1. Oba produkty nie wytrącają się.

Półreakcje dla środowiska alkalicznego

Wykonywanie obliczeń z nadmiarem jonów wodorotlenowych odpowiada obliczeniom dla roztworów kwaśnych. Metoda połówkowych reakcji w środowisku alkalicznym również zaczyna się od wyrażenia części składowych procesu w postaci równań jonowych. Różnice obserwuje się podczas wyrównania liczby tlenu atomowego. Tak więc woda cząsteczkowa jest dodawana po stronie reakcji z jej nadmiarem, a aniony wodorotlenkowe są dodawane po stronie przeciwnej.

Współczynnik przed cząsteczką H₂O pokazuje różnicę w ilości tlenu za i przed strzałką oraz dla OH^{-jonów jest podwojony. Podczas utlenianiaodczynnik, który działa jako środek redukujący, usuwa atomy O z anionów hydroksylowych.}

Metoda reakcji połówkowych kończy się na pozostałych krokach algorytmu, które pokrywają się z procesami, w których występuje nadmiar kwasowy. Efektem końcowym jest równanie molekularne.

Przykłady alkaliczne

Gdy jod jest mieszany z wodorotlenkiem sodu, tworzą się jodek sodu i jodan, czyli cząsteczki wody. Aby uzyskać równowagę procesu, stosuje się metodę połówkowej reakcji. Przykłady roztworów alkalicznych mają swoją specyfikę związaną z wyrównywaniem tlenu atomowego.

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.

Wynikiem reakcji jest zanik fioletowego zabarwienia jodu cząsteczkowego. Następuje zmiana stopnia utlenienia tego pierwiastka z 0 na -1 i +5 z wytworzeniem jodku i jodanu sodu.

Reakcje w neutralnym środowisku

Zazwyczaj jest to nazwa procesów zachodzących podczas hydrolizy soli z utworzeniem roztworu lekko kwaśnego (o pH od 6 do 7) lub lekko zasadowego (o pH od 7 do 8).

Metoda reakcji połówkowej w neutralnym medium jest opisana w kilkuopcje.

Pierwsza metoda nie uwzględnia hydrolizy soli. Pożywkę przyjmuje się jako neutralną, a wodę cząsteczkową przypisuje się po lewej stronie strzałki. W tej wersji jedna reakcja połówkowa jest traktowana jako kwaśna, a druga zasadowa.

Druga metoda jest odpowiednia dla procesów, w których można ustawić przybliżoną wartość wartości pH. Następnie reakcje dla metody jonowo-elektronowej są rozpatrywane w roztworze zasadowym lub kwaśnym.

Przykład środowiska neutralnego

Gdy siarkowodór łączy się z dwuchromianem sodu w wodzie, powstaje osad wodorotlenków siarki, sodu i trójwartościowego chromu. Jest to typowa reakcja dla roztworu neutralnego.

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^-. Kationy wodorowe i aniony wodorotlenkowe łączą się, tworząc 6 cząsteczek wody. Można je usunąć z prawej i lewej strony, pozostawiając nadmiar przed strzałką.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Pod koniec reakcji wytrąca się osad niebieskiego wodorotlenku chromu i żółtegosiarka w roztworze alkalicznym z wodorotlenkiem sodu. Stopień utlenienia pierwiastka S przy -2 staje się 0, a ładunek chromu przy +6 wynosi +3.