Semi-reaktionsmetode: algoritme

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sidst ændret: 2023-12-17 05:21

Mange kemiske processer finder sted med en ændring i oxidationstilstandene for de atomer, der danner de reagerende forbindelser. At skrive ligninger for reaktioner af redoxtypen er ofte ledsaget af vanskeligheder med at arrangere koefficienterne foran hver formel af stoffer. Til disse formål er der udviklet teknikker relateret til den elektroniske eller elektron-ion-balance af ladningsfordeling. Artiklen beskriver i detaljer den anden måde at skrive ligninger på.

Semi-reaktionsmetode, enhed

Det kaldes også elektron-ion-balancen af fordelingen af koefficientfaktorer. Metoden er baseret på udveksling af negativt ladede partikler mellem anioner eller kationer i opløste medier med forskellige pH-værdier.

I reaktionerne af elektrolytter af den oxiderende og reducerende type er ioner med en negativ eller positiv ladning involveret. Molekylær-ioniske ligningertyper, baseret på semi-reaktionsmetoden, beviser klart essensen af enhver proces.

For at danne en balance bruges en særlig betegnelse for elektrolytter af en stærk forbindelse som ioniske partikler og svage forbindelser, gasser og udfældning i form af udissocierede molekyler. Som en del af skemaet er det nødvendigt at angive de partikler, hvor graden af deres oxidation ændres. For at bestemme opløsningsmiddelmediet i balancen, surt (H⁺), alkalisk (OH^-) og neutr alt (H_{2)O) betingelser.}

Hvad bruges det til?

I OVR er halvreaktionsmetoden rettet mod at skrive ioniske ligninger separat for oxidative og reduktionsprocesser. Den endelige saldo vil være deres summering.

Udførelsestrin

Halvreaktionsmetoden har sine egne ejendommeligheder ved at skrive. Algoritmen inkluderer følgende trin:

- Det første trin er at nedskrive formlerne for alle reaktanter. For eksempel:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Så skal du etablere funktionen, ud fra et kemisk synspunkt, af hver enkelt proces. I denne reaktion virker KMnO₄ som et oxidationsmiddel, H₂S er et reduktionsmiddel, og HCl definerer et surt miljø.

- Det tredje trin er at skrive ned fra en ny linje formlerne for ionisk reagerende forbindelser med et stærkt elektrolytpotentiale, hvis atomer har en ændring i deres oxidationstilstande. I denne interaktion fungerer MnO₄^- som et oxidationsmiddel, H₂S erreducerende reagens, og H⁺ eller oxoniumkation H₃O⁺ bestemmer det sure miljø. Gasformige, faste eller svage elektrolytiske forbindelser udtrykkes ved hele molekylære formler.

Kend de indledende komponenter, og prøv at bestemme, hvilke oxiderende og reducerende reagenser, der vil have henholdsvis reduceret og oxideret form. Nogle gange er de endelige stoffer allerede sat i betingelserne, hvilket gør arbejdet lettere. De følgende ligninger angiver overgangen af H₂S (hydrogensulfid) til S (svovl), og anionen MnO₄ ^{-til Mn-kation}2+.

For at afbalancere atompartiklerne i venstre og højre sektion tilsættes hydrogenkation H⁺ eller molekylært vand til det sure medium. Hydroxidioner OH^- eller H₂O.

tilsættes til den alkaliske opløsning

MnO₄^-→ Mn²⁺

I opløsning danner et oxygenatom fra manganationer sammen med H⁺ vandmolekyler. For at udligne antallet af elementer skrives ligningen som følger: 2^{O + Mn}2+.

Så udføres elektrisk afbalancering. For at gøre dette skal du overveje det samlede antal afgifter i venstre sektion, det viser sig +7, og derefter i højre side viser det sig +2. For at balancere processen tilsættes fem negative partikler til udgangsstofferne: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Dette resulterer i en reduktionshalvreaktion.

Nu følger oxidationsprocessen for at udligne antallet af atomer. Til dette, på højre sidetilsæt hydrogenkationer: H₂S → 2H⁺ + S.

Efter at ladningerne er udlignet: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Det kan ses, at to negative partikler fjernes fra udgangsforbindelserne. Det viser sig halvreaktionen af den oxidative proces.

Skriv begge ligninger ned i en kolonne og udlign de givne og modtagne ladninger. Ifølge reglen for bestemmelse af de mindste multipla, vælges en multiplikator for hver halvreaktion. Oxidations- og reduktionsligningen ganges med den.

Nu kan du tilføje de to balancer ved at lægge venstre og højre side sammen og reducere antallet af elektronpartikler.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

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

Kontrol af rigtigheden af ionbalancen ved at tælle antallet af oxygenatomer før og efter pilen, som er lig med 8. Det er også nødvendigt at kontrollere ladningerne af den sidste og indledende del af balancen: (+6) + (-2)=+4. Hvis alt stemmer, så er det korrekt.

Halvreaktionsmetoden ender med overgangen fra den ioniske notation til den molekylære ligning. For hver anionisk ogkationisk partikel i venstre side af vægten, vælges en ion med modsat ladning. Derefter overføres de til højre side, i samme mængde. Nu 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 muligt at anvende halvreaktionsmetoden, hvis algoritme går ud på at skrive en molekylær ligning sammen med at skrive elektroniske typebalancer.

Bestemmelse af oxidationsmidler

Denne rolle tilhører ioniske, atomare eller molekylære partikler, der accepterer negativt ladede elektroner. Stoffer, der oxiderer, gennemgår reduktion i reaktioner. De har en elektronisk mangel, som nemt kan udfyldes. Sådanne processer omfatter redox-halvreaktioner.

Ikke alle stoffer har evnen til at acceptere elektroner. Stærke oxidationsmidler omfatter:

halogenrepræsentanter;
syre som salpeter, selen og svovlsyre;
kaliumpermanganat, dichromat, manganat, chromat;
mangan og bly tetravalente oxider;
ionisk sølv og guld;
gasformige oxygenforbindelser;
divalent kobber og monovalente sølvoxider;
chlorholdige s altkomponenter;
royal vodka;
hydrogenperoxid.

Beslutning af reduktionsmidler

Denne rolle tilhører ioniske, atomare eller molekylære partikler, der afgiver en negativ ladning. I reaktioner undergår reducerende stoffer en oxiderende virkning, når elektroner elimineres.

Restorative egenskaber har:

repræsentanter for mange metaller;
svovl-tetravalente forbindelser og hydrogensulfid;
halogenerede syrer;
jern-, krom- og mangansulfater;
tin divalent chlorid;
nitrogenholdige reagenser såsom salpetersyrling, divalent oxid, ammoniak og hydrazin;
naturligt kulstof og dets divalente oxid;
hydrogenmolekyler;
fosforsyre.

Fordele ved elektron-ion-metoden

For at skrive redoxreaktioner bruges halvreaktionsmetoden oftere end den elektroniske formularbalance.

Dette skyldes fordelene ved elektron-ion-metoden:

Når du skriver en ligning, skal du overveje de rigtige ioner og forbindelser, der findes i løsningen.
Du har muligvis ikke i første omgang information om de resulterende stoffer, de bestemmes i de sidste faser.
Oxidationskvalitetsdata er ikke altid nødvendige.
Takket være metoden kan du finde ud af antallet af elektroner, der deltager i halvreaktioner, hvordan pH i opløsningen ændrer sig.
Singularitetprocesser og strukturen af de resulterende stoffer.

Halvreaktioner i sur opløsning

Udførelse af beregninger med et overskud af brintioner adlyder hovedalgoritmen. Metoden med halvreaktioner i et surt medium begynder med registreringen af de bestanddele af enhver proces. Derefter udtrykkes de i form af ligninger af ionformen med balancen mellem atom- og elektronisk ladning. Processer af oxiderende og reducerende karakter registreres separat.

For at udligne atomart oxygen i reaktionsretningen med dets overskud indføres hydrogenkationer. Mængden af H⁺ bør være nok til at opnå molekylært vand. I retning af mangel på ilt, H₂O.

Foretag derefter balancen mellem hydrogenatomer og elektroner.

De opsummerer ligningernes dele før og efter pilen med koefficienternes arrangement.

Reducer identiske ioner og molekyler. De manglende anioniske og kationiske partikler føjes til de allerede registrerede reagenser i den overordnede ligning. Deres nummer efter og før pilen skal matche.

OVR-ligningen (halvreaktionsmetoden) anses for opfyldt, når man skriver et færdigt udtryk af en molekylær form. Hver komponent skal have en bestemt multiplikator.

Eksempler på sure miljøer

Samspillet mellem natriumnitrit og klorsyre fører til produktion af natriumnitrat og s altsyre. For at arrangere koefficienterne bruges metoden til semi-reaktioner, eksempler på at skrive ligningerforbundet med at angive 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 proces dannes natriumnitrat af nitrit, og s altsyre dannes af klorsyre. Oxidationstilstanden for nitrogen ændres fra +3 til +5, og ladningen af klor +5 bliver -1. Begge produkter udfælder ikke.

semi-reaktioner for alkalisk medium

Udførelse af beregninger med et overskud af hydroxidioner svarer til beregninger for sure opløsninger. Metoden med halvreaktioner i et alkalisk medium begynder også med udtrykket af processens bestanddele i form af ioniske ligninger. Forskelle observeres under justeringen af antallet af atomær oxygen. Så molekylært vand tilsættes til den side af reaktionen med dets overskud, og hydroxidanioner tilsættes til den modsatte side

Koefficienten foran H₂O-molekylet viser forskellen i mængden af oxygen efter og før pilen, og for OH^{-ioner er det fordoblet. Under oxidationenet reagens, der fungerer som et reduktionsmiddel, fjerner O-atomer fra hydroxylanioner.}

Metoden med halvreaktioner slutter med de resterende trin i algoritmen, som falder sammen med processer, der har et surt overskud. Slutresultatet er en molekylær ligning.

Alkaliske eksempler

Når jod blandes med natriumhydroxid, dannes natriumiodid og iod, vandmolekyler. For at opnå balancen i processen anvendes halvreaktionsmetoden. Eksempler på alkaliske opløsninger har deres egne specifikationer forbundet med udligning af atomart oxygen.

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 af reaktionen er forsvinden af den violette farve af molekylært jod. Der er en ændring i dette grundstofs oxidationstilstand fra 0 til -1 og +5 med dannelsen af natriumiodid og iod.

Reaktioner i et neutr alt miljø

Norm alt er dette navnet på de processer, der finder sted under hydrolyse af s alte med dannelse af en let sur (med en pH på 6 til 7) eller let alkalisk (med en pH på 7 til 8) opløsning.

Halvreaktionsmetoden i et neutr alt medie er skrevet ned i fleremuligheder.

Den første metode tager ikke højde for s althydrolyse. Mediet tages som neutr alt, og molekylært vand er tildelt til venstre for pilen. I denne version opfattes den ene halvreaktion som sur, og den anden som basisk.

Den anden metode er velegnet til processer, hvor du kan indstille den omtrentlige værdi af pH-værdien. Derefter betragtes reaktionerne for ion-elektronmetoden i en alkalisk eller sur opløsning.

Eksempel på neutr alt miljø

Når hydrogensulfid kombineres med natriumdichromat i vand, opnås et bundfald af svovl-, natrium- og trivalent chromhydroxid. Dette er en typisk reaktion for en neutral 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 hydroxidanioner kombineres og danner 6 vandmolekyler. De kan fjernes på højre og venstre side, så det overskydende efterlades foran pilen.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Ved afslutningen af reaktionen dannes et bundfald af blåt chromhydroxid og gultsvovl i alkalisk opløsning med natriumhydroxid. Oxidationstilstanden for grundstoffet S med -2 bliver 0, og chromladningen med +6 bliver +3.