Metóda poloreakcie: algoritmus

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Naposledy zmenené: 2023-12-17 05:40

Mnohé chemické procesy prebiehajú so zmenou oxidačných stavov atómov, ktoré tvoria reagujúce zlúčeniny. Písanie rovníc pre reakcie redoxného typu je často sprevádzané ťažkosťami pri usporiadaní koeficientov pred každým vzorcom látok. Na tieto účely boli vyvinuté techniky týkajúce sa elektronickej alebo elektrón-iónovej rovnováhy rozloženia náboja. Článok podrobne popisuje druhý spôsob písania rovníc.

Metóda poloreakcie, entita

Nazýva sa to aj elektrón-iónová rovnováha rozdelenia faktorov koeficientov. Metóda je založená na výmene záporne nabitých častíc medzi aniónmi alebo katiónmi v rozpustených médiách s rôznymi hodnotami pH.

Pri reakciách elektrolytov oxidačného a redukčného typu sa zúčastňujú ióny so záporným alebo kladným nábojom. Molekulárno-iónové rovnicetypy, založené na metóde semireakcií, jasne dokazujú podstatu akéhokoľvek procesu.

Na vytvorenie rovnováhy sa používa špeciálne označenie elektrolytov so silnou väzbou ako iónové častice a slabé zlúčeniny, plyny a zrazeniny vo forme nedisociovaných molekúl. V rámci schémy je potrebné uviesť častice, v ktorých sa mení stupeň ich oxidácie. Na stanovenie rozpúšťacieho média v rovnováhe, kyslé (H⁺), zásadité (OH^-) a neutrálne (H_{2O) podmienok.}

Na čo sa používa?

V OVR je metóda polovičnej reakcie zameraná na písanie iónových rovníc oddelene pre oxidačné a redukčné procesy. Konečný zostatok bude ich súčtom.

Kroky vykonania

Metóda polovičnej reakcie má svoje vlastné zvláštnosti písania. Algoritmus zahŕňa nasledujúce fázy:

- Prvým krokom je zapísať vzorce všetkých reaktantov. Napríklad:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Potom musíte z chemického hľadiska určiť funkciu každej zložky procesu. Pri tejto reakcii KMnO₄ pôsobí ako oxidačné činidlo, H₂S je redukčné činidlo a HCl definuje kyslé prostredie.

- Tretím krokom je napísať z nového riadku vzorce iónovo reagujúcich zlúčenín so silným elektrolytickým potenciálom, ktorých atómy majú zmenený oxidačný stav. V tejto interakcii MnO₄^- pôsobí ako oxidačné činidlo, H₂S jeredukčné činidlo a H⁺ alebo oxóniový katión H₃O⁺ určuje kyslé prostredie. Plynné, pevné alebo slabé elektrolytické zlúčeniny sú vyjadrené celými molekulovými vzorcami.

Po znalosti počiatočných zložiek sa pokúste určiť, ktoré oxidačné a redukčné činidlá budú mať redukovanú a oxidovanú formu. Niekedy sú finálne látky už nastavené v podmienkach, čo uľahčuje prácu. Nasledujúce rovnice označujú prechod H₂S (sírovodík) na S (síru) a aniónu MnO₄ ^{-až Mn katión}2+.

Na vyváženie atómových častíc v ľavej a pravej časti sa do kyslého prostredia pridáva vodíkový katión H⁺ alebo molekulárna voda. Hydroxidové ióny OH^- alebo H₂O.

sa pridávajú do alkalického roztoku

MnO₄^-→ Mn²⁺

V roztoku tvorí atóm kyslíka z manganičitých iónov spolu s H⁺ molekuly vody. Na vyrovnanie počtu prvkov je rovnica napísaná takto: 2^{O + Mn}2+.

Potom sa vykoná elektrické vyváženie. Ak to chcete urobiť, zvážte celkovú sumu poplatkov v ľavej časti, ukáže sa to +7 a potom na pravej strane sa ukáže +2. Na vyváženie procesu sa k východiskovým látkam pridá päť negatívnych častíc: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Výsledkom je polovičná redukčná reakcia.

Teraz nasleduje oxidačný proces na vyrovnanie počtu atómov. Za týmto účelom na pravej stranepridať katióny vodíka: H₂S → 2H⁺ + S.

Po vyrovnaní nabitia: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Je vidieť, že z východiskových zlúčenín sa odoberú dve negatívne častice. Ukazuje sa polovičná reakcia oxidačného procesu.

Zapíšte si obe rovnice do stĺpca a vyrovnajte daný a prijatý poplatok. Podľa pravidla na určenie najmenších násobkov sa pre každú polovičnú reakciu vyberie multiplikátor. Rovnica oxidácie a redukcie sa ňou vynásobí.

Teraz môžete pridať dva zostatky pridaním ľavej a pravej strany dohromady a znížením počtu elektrónových častíc.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

Vo výslednej rovnici môžete znížiť číslo H⁺ o 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Kontrola správnosti iónovej bilancie spočítaním počtu atómov kyslíka pred a za šípkou, ktorý sa rovná 8. Je potrebné skontrolovať aj náboje koncovej a počiatočnej časti váhy: (+6) + (-2)=+4. Ak sa všetko zhoduje, je to správne.

Metóda polovičnej reakcie končí prechodom z iónovej notácie na molekulárnu rovnicu. Pre každý aniónový akatiónovej častice na ľavej strane váhy sa vyberie ión s opačným nábojom. Potom sa prenesú na pravú stranu v rovnakom množstve. Teraz môžu byť ióny spojené do celých molekúl.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Je možné použiť metódu polovičných reakcií, ktorej algoritmus sa scvrkáva na písanie molekulárnej rovnice spolu s písaním váh elektronického typu.

Stanovenie oxidačných činidiel

Táto úloha patrí iónovým, atómovým alebo molekulárnym časticiam, ktoré prijímajú záporne nabité elektróny. Látky, ktoré oxidujú, podliehajú redukcii reakcií. Majú elektronický nedostatok, ktorý sa dá ľahko vyplniť. Takéto procesy zahŕňajú redoxné polovičné reakcie.

Nie všetky látky majú schopnosť prijímať elektróny. Silné oxidačné činidlá zahŕňajú:

• zástupcovia halogénov;
• kyselina ako dusičná, selénová a sírová;
• manganistan draselný, dvojchróman, manganistan, chróman;
• štvormocné oxidy mangánu a olova;
• iónové striebro a zlato;
• plynné zlúčeniny kyslíka;
• divalentná meď a monovalentné oxidy striebra;
• komponenty solí s obsahom chlóru;
• kráľovská vodka;
• peroxid vodíka.

Stanovenie redukčných činidiel

Táto úloha patrí iónovým, atómovým alebo molekulárnym časticiam, ktoré vydávajú záporný náboj. V reakciách redukujúce látky podliehajú oxidačnému pôsobeniu, keď sú elektróny eliminované.

Reštauračné vlastnosti majú:

• zástupcovia mnohých kovov;
• štvormocné zlúčeniny síry a sírovodík;
• halogénované kyseliny;
• sírany železa, chrómu a mangánu;
• chlorid dvojmocný cínatý;
• reagenty obsahujúce dusík, ako je kyselina dusitá, dvojmocný oxid, amoniak a hydrazín;
• prírodný uhlík a jeho dvojmocný oxid;
• molekuly vodíka;
• kyselina fosforitá.

Výhody elektrón-iónovej metódy

Na písanie redoxných reakcií sa metóda polovičnej reakcie používa častejšie ako bilancia v elektronickej forme.

Je to kvôli výhodám elektrón-iónovej metódy:

1. Pri písaní rovnice zvážte skutočné ióny a zlúčeniny, ktoré existujú v riešení.
2. Na začiatku nemusíte mať informácie o výsledných látkach, tie sa určujú v posledných fázach.
3. Údaje o stupni oxidácie nie sú vždy potrebné.
4. Vďaka metóde môžete zistiť počet elektrónov, ktoré sa podieľajú na polovičných reakciách, ako sa mení pH roztoku.
5. Singularitaprocesy a štruktúra výsledných látok.

Polovičné reakcie v kyslom roztoku

Vykonávanie výpočtov s nadbytkom vodíkových iónov sa riadi hlavným algoritmom. Metóda polovičných reakcií v kyslom prostredí začína záznamom jednotlivých častí akéhokoľvek procesu. Potom sú vyjadrené vo forme rovníc iónovej formy s rovnováhou atómového a elektrónového náboja. Procesy oxidačnej a redukčnej povahy sa zaznamenávajú oddelene.

Na vyrovnanie atómového kyslíka v smere reakcií s jeho nadbytkom sa zavádzajú katióny vodíka. Množstvo H⁺ by malo stačiť na získanie molekulárnej vody. V smere nedostatku kyslíka H₂O.

Potom vykonajte rovnováhu atómov vodíka a elektrónov.

Súčtujú časti rovníc pred a za šípkou s usporiadaním koeficientov.

Znížte identické ióny a molekuly. Chýbajúce aniónové a katiónové častice sa pridajú k už zaznamenaným činidlám v celkovej rovnici. Ich počet za šípkou a pred šípkou sa musí zhodovať.

Rovnica OVR (metóda polovičnej reakcie) sa považuje za splnenú pri písaní hotového vyjadrenia molekulárnej formy. Každý komponent musí mať určitý multiplikátor.

Príklady pre kyslé prostredia

Interakcia dusitanu sodného s kyselinou chlórovou vedie k produkcii dusičnanu sodného a kyseliny chlorovodíkovej. Na usporiadanie koeficientov sa používa metóda semireakcií, príklady zápisu rovnícspojené s indikáciou kyslého prostredia.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → NO₃^- +2H⁺ |3

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

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Pri tomto procese vzniká dusičnan sodný z dusitanu a kyselina chlorovodíková z kyseliny chlórovej. Oxidačný stav dusíka sa mení z +3 na +5 a náplň chlóru +5 sa stáva -1. Oba produkty sa nezrážajú.

Poloreakcie pre alkalické médium

Vykonávanie výpočtov s nadbytkom hydroxidových iónov zodpovedá výpočtom pre kyslé roztoky. Metóda polovičných reakcií v alkalickom prostredí tiež začína vyjadrením jednotlivých častí procesu vo forme iónových rovníc. Rozdiely sa pozorujú počas zarovnávania počtu atómového kyslíka. Molekulárna voda sa teda pridáva na stranu reakcie s jej nadbytkom a hydroxidové anióny sa pridávajú na opačnú stranu.

Koeficient pred molekulou H₂O ukazuje rozdiel v množstve kyslíka za a pred šípkou a pre OH^{-iónov je zdvojnásobený. Počas oxidáciečinidlo, ktoré pôsobí ako redukčné činidlo, odstraňuje atómy O z hydroxylových aniónov.}

Metóda polovičných reakcií končí zvyšnými krokmi algoritmu, ktoré sa zhodujú s procesmi, ktoré majú kyslý prebytok. Konečným výsledkom je molekulárna rovnica.

Alkalické príklady

Keď sa jód zmieša s hydroxidom sodným, vytvorí sa jodid sodný a jodičnan, molekuly vody. Na získanie rovnováhy procesu sa používa metóda polovičnej reakcie. Príklady alkalických roztokov majú svoje špecifiká spojené s vyrovnávaním atómového kyslíka.

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.

Výsledkom reakcie je vymiznutie fialovej farby molekulárneho jódu. Dochádza k zmene oxidačného stavu tohto prvku z 0 na -1 a +5 s tvorbou jodidu sodného a jodičnanu.

Reakcie v neutrálnom prostredí

Zvyčajne je to názov procesov, ktoré prebiehajú pri hydrolýze solí za vzniku mierne kyslého (s pH 6 až 7) alebo mierne zásaditého (s pH 7 až 8) roztoku.

Metóda polovičnej reakcie v neutrálnom médiu je zapísaná vo viacerýchmožnosti.

Prvá metóda neberie do úvahy hydrolýzu soli. Médium sa považuje za neutrálne a molekulárna voda je priradená vľavo od šípky. V tejto verzii sa jedna polovičná reakcia berie ako kyslá a druhá ako zásaditá.

Druhá metóda je vhodná pre procesy, pri ktorých môžete nastaviť približnú hodnotu hodnoty pH. Potom sa reakcie pre iónovo-elektrónovú metódu zvažujú v alkalickom alebo kyslom roztoku.

Príklad neutrálneho prostredia

Keď sa sírovodík zmieša s dvojchrómanom sodným vo vode, získa sa zrazenina hydroxidu síry, sodíka a trojmocného chrómu. Toto je typická reakcia pre neutrálny roztok.

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^-. Vodíkové katióny a hydroxidové anióny sa spájajú a vytvárajú 6 molekúl vody. Môžu byť odstránené na pravej a ľavej strane, pričom prebytok zostane pred šípkou.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Na konci reakcie sa zrazenina modrého hydroxidu chrómového a žltásíry v alkalickom roztoku s hydroxidom sodným. Oxidačný stav prvku S s -2 sa stane 0 a náboj chrómu s +6 bude +3.