Semi-reaksjonsmetode: algoritme

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sist endret: 2023-12-17 05:37

Mange kjemiske prosesser finner sted med en endring i oksidasjonstilstandene til atomene som danner de reagerende forbindelsene. Å skrive ligninger for reaksjoner av redokstypen er ofte ledsaget av vanskeligheter med å arrangere koeffisientene foran hver formel av stoffer. For disse formålene er det utviklet teknikker relatert til den elektroniske eller elektron-ionebalansen for ladningsfordeling. Artikkelen beskriver i detalj den andre måten å skrive ligninger på.

Semi-reaksjonsmetode, enhet

Det kalles også elektron-ion-balansen for fordelingen av koeffisientfaktorer. Metoden er basert på utveksling av negativt ladede partikler mellom anioner eller kationer i oppløste medier med forskjellige pH-verdier.

I reaksjonene til elektrolytter av den oksiderende og reduserende typen er ioner med negativ eller positiv ladning involvert. Molekylær-ioniske ligningertyper, basert på metoden for semi-reaksjoner, beviser tydelig essensen av enhver prosess.

For å danne en balanse brukes en spesiell betegnelse på elektrolytter av en sterk kobling som ioniske partikler, og svake forbindelser, gasser og utfelling i form av udissosierte molekyler. Som en del av ordningen er det nødvendig å indikere partiklene der graden av deres oksidasjon endres. For å bestemme løsemiddelmediet i balansen, surt (H⁺), alkalisk (OH^-) og nøytr alt (H_{2)O) betingelser.}

Hva brukes den til?

I OVR er halvreaksjonsmetoden rettet mot å skrive ioniske ligninger separat for oksidative og reduksjonsprosesser. Den endelige saldoen vil være summen deres.

Utføringstrinn

Halvreaksjonsmetoden har sine egne særegenheter ved skriving. Algoritmen inkluderer følgende trinn:

- Det første trinnet er å skrive ned formlene til alle reaktanter. For eksempel:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Da må du etablere funksjonen, fra et kjemisk synspunkt, til hver enkelt prosess. I denne reaksjonen virker KMnO₄ som et oksidasjonsmiddel, H₂S er et reduksjonsmiddel, og HCl definerer et surt miljø.

- Det tredje trinnet er å skrive ned fra en ny linje formlene for ionisk reagerende forbindelser med et sterkt elektrolyttpotensial, hvis atomer har en endring i oksidasjonstilstanden. I denne interaksjonen fungerer MnO₄^- som et oksidasjonsmiddel, H₂S erreduserende reagens, og H⁺ eller oksoniumkation H₃O⁺ bestemmer det sure miljøet. Gassformige, faste eller svake elektrolytiske forbindelser uttrykkes med hele molekylformler.

Når du kjenner til de første komponentene, prøv å finne ut hvilke oksiderende og reduserende reagenser som vil ha henholdsvis redusert og oksidert form. Noen ganger er de endelige stoffene allerede satt i forholdene, noe som gjør arbeidet lettere. Følgende ligninger indikerer overgangen av H₂S (hydrogensulfid) til S (svovel), og anionet MnO₄ ^{-til Mn-kation}2+.

For å balansere atompartiklene i venstre og høyre seksjon, tilsettes hydrogenkation H⁺ eller molekylært vann til det sure mediet. Hydroksydioner OH^- eller H₂O.

tilsettes til den alkaliske løsningen

MnO₄^-→ Mn²⁺

I løsning danner et oksygenatom fra manganationer sammen med H⁺ vannmolekyler. For å utjevne antall elementer, skrives ligningen som følger: 2^{O + Mn}2+.

Deretter utføres elektrisk balansering. For å gjøre dette, vurder det totale antallet kostnader i den venstre delen, det viser seg +7, og deretter på høyre side viser det seg +2. For å balansere prosessen tilsettes fem negative partikler til startstoffene: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Dette resulterer i en reduksjonshalvreaksjon.

Nå følger oksidasjonsprosessen for å utjevne antall atomer. For dette, på høyre sidelegg til hydrogenkationer: H₂S → 2H⁺ + S.

Etter at ladningene er utjevnet: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Det kan sees at to negative partikler tas bort fra utgangsforbindelsene. Det viser seg halvreaksjonen til den oksidative prosessen.

Skriv ned begge ligningene i en kolonne og utlign de gitte og mottatte ladningene. I henhold til regelen for å bestemme de minste multiplene, velges en multiplikator for hver halvreaksjon. Oksydasjons- og reduksjonsligningen multipliseres med den.

Nå kan du legge til de to balansene ved å legge venstre og høyre side sammen og redusere antallet elektronpartikler.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

I den resulterende ligningen kan du redusere tallet H⁺ med 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Kontrollere riktigheten av ionebalansen ved å telle antall oksygenatomer før og etter pilen, som er lik 8. Det er også nødvendig å sjekke ladningene til den siste og første delen av balansen: (+6) + (-2)=+4. Hvis alt stemmer, er det riktig.

Halvreaksjonsmetoden ender med overgangen fra den ioniske notasjonen til den molekylære ligningen. For hver anioniske ogkationisk partikkel på venstre side av vekten, velges et ion med motsatt ladning. Deretter overføres de til høyre side, i samme beløp. Nå kan ioner kombineres til hele molekyler.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Det er mulig å bruke metoden for halvreaksjoner, hvis algoritme koker ned til å skrive en molekylær ligning, sammen med å skrive elektroniske typebalanser.

Bestemmelse av oksidasjonsmidler

Denne rollen tilhører ioniske, atomære eller molekylære partikler som aksepterer negativt ladede elektroner. Stoffer som oksiderer gjennomgår reduksjon i reaksjoner. De har en elektronisk mangel som enkelt kan fylles. Slike prosesser inkluderer redoks-halvreaksjoner.

Ikke alle stoffer har evnen til å akseptere elektroner. Sterke oksidasjonsmidler inkluderer:

halogenrepresentanter;
syre som salpetersyre, selensyre og svovelsyre;
kaliumpermanganat, dikromat, manganat, kromat;
mangan og bly fireverdige oksider;
sølv og gullionisk;
gassformige oksygenforbindelser;
divalent kobber og monovalente sølvoksider;
klorholdige s altkomponenter;
royal vodka;
hydrogenperoksid.

Bestemmelse av reduksjonsmidler

Denne rollen tilhører ioniske, atomære eller molekylære partikler som avgir en negativ ladning. I reaksjoner gjennomgår reduserende stoffer en oksiderende virkning når elektroner elimineres.

Restorative egenskaper har:

representanter for mange metaller;
tetravalente svovelforbindelser og hydrogensulfid;
halogenerte syrer;
jern-, krom- og mangansulfater;
tinn divalent klorid;
nitrogenholdige reagenser som salpetersyrling, toverdig oksid, ammoniakk og hydrazin;
naturlig karbon og dets toverdige oksid;
hydrogenmolekyler;
fosforsyre.

Fordeler med elektron-ion-metoden

For å skrive redoksreaksjoner brukes halvreaksjonsmetoden oftere enn elektronisk skjemabalanse.

Dette er på grunn av fordelene med elektron-ion-metoden:

Når du skriver en ligning, vurder de virkelige ionene og forbindelsene som finnes i løsningen.
Du har kanskje ikke informasjon om de resulterende stoffene i utgangspunktet, de bestemmes i sluttfasen.
Oksidasjonsgraddata er ikke alltid nødvendig.
Takket være metoden kan du finne ut antall elektroner som deltar i halvreaksjoner, hvordan pH i løsningen endres.
Singularitetprosesser og strukturen til de resulterende stoffene.

Halvreaksjoner i sur løsning

Å utføre beregninger med et overskudd av hydrogenioner følger hovedalgoritmen. Metoden for halvreaksjoner i et surt medium begynner med registrering av bestanddelene i enhver prosess. Deretter uttrykkes de i form av ligninger av ionisk form med balansen mellom atom- og elektronisk ladning. Prosesser av oksiderende og reduserende karakter registreres separat.

For å utjevne atomært oksygen i retning av reaksjoner med dets overskudd, introduseres hydrogenkationer. Mengden H⁺ bør være nok til å oppnå molekylært vann. I retning av mangel på oksygen, H₂O.

Utfør deretter balansen mellom hydrogenatomer og elektroner.

De summerer delene av ligningene før og etter pilen med oppstillingen av koeffisientene.

Reduser identiske ioner og molekyler. De manglende anioniske og kationiske partiklene legges til de allerede registrerte reagensene i den generelle ligningen. Nummeret deres etter og før pilen må samsvare.

OVR-ligningen (halvreaksjonsmetoden) anses som oppfylt når man skriver et ferdiguttrykk av en molekylær form. Hver komponent må ha en viss multiplikator.

Eksempler på sure miljøer

Samspillet mellom natriumnitritt og klorsyre fører til produksjon av natriumnitrat og s altsyre. For å ordne koeffisientene brukes metoden for semi-reaksjoner, eksempler på å skrive ligningerassosiert med å indikere et surt miljø.

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.

I denne prosessen dannes natriumnitrat fra nitritt, og s altsyre dannes av klorsyre. Oksydasjonstilstanden til nitrogen endres fra +3 til +5, og klorladningen +5 blir -1. Begge produktene faller ikke ut.

semireaksjoner for alkalisk medium

Å utføre beregninger med et overskudd av hydroksidioner tilsvarer beregninger for sure løsninger. Metoden med halvreaksjoner i et alkalisk medium begynner også med uttrykket av prosessens bestanddeler i form av ioniske ligninger. Forskjeller observeres under justeringen av antall atomært oksygen. Så molekylært vann tilsettes på siden av reaksjonen med dets overskudd, og hydroksydanioner tilsettes på motsatt side

Koeffisienten foran H₂O-molekylet viser forskjellen i mengden oksygen etter og før pilen, og for OH^{-ioner er det doblet. Under oksidasjonenet reagens som fungerer som et reduksjonsmiddel fjerner O-atomer fra hydroksylanioner.}

Metoden med halvreaksjoner ender med de gjenværende trinnene i algoritmen, som sammenfaller med prosesser som har et surt overskudd. Sluttresultatet er en molekylær ligning.

Alkaliske eksempler

Når jod blandes med natriumhydroksid, dannes natriumjodid og jodat, vannmolekyler. For å oppnå balansen i prosessen brukes halvreaksjonsmetoden. Eksempler på alkaliske løsninger har sine egne spesifikasjoner knyttet til utjevning av atomært oksygen.

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.

Resultatet av reaksjonen er at den fiolette fargen til molekylært jod forsvinner. Det er en endring i oksidasjonstilstanden til dette grunnstoffet fra 0 til -1 og +5 med dannelse av natriumjodid og jodat.

Reaksjoner i et nøytr alt miljø

Vanligvis er dette navnet på prosessene som finner sted under hydrolyse av s alter med dannelse av en lett sur (med en pH på 6 til 7) eller lett alkalisk (med en pH på 7 til 8) løsning.

Halvreaksjonsmetoden i et nøytr alt medium er skrevet ned i flere alternativer.

Den første metoden tar ikke hensyn til s althydrolyse. Mediet tas som nøytr alt, og molekylært vann er tilordnet til venstre for pilen. I denne versjonen blir den ene halvreaksjonen tatt som sur, og den andre som alkalisk.

Den andre metoden er egnet for prosesser der du kan angi den omtrentlige verdien av pH-verdien. Deretter vurderes reaksjonene for ione-elektronmetoden i en alkalisk eller sur løsning.

Nøytr alt miljøeksempel

Når hydrogensulfid kombineres med natriumdikromat i vann, får man et bunnfall av svovel-, natrium- og treverdige kromhydroksider. Dette er en typisk reaksjon for en nøytral løsning.

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^-. Hydrogenkationer og hydroksydanioner kombineres for å danne 6 vannmolekyler. De kan fjernes på høyre og venstre side, og la overskuddet stå foran pilen.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

På slutten av reaksjonen, et bunnfall av blått kromhydroksid og gultsvovel i alkalisk løsning med natriumhydroksid. Oksydasjonstilstanden til grunnstoffet S med -2 blir 0, og kromladningen med +6 blir +3.