Metoda semi-reacție: algoritm

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Modificat ultima dată: 2023-12-17 05:39

Multe procese chimice au loc cu modificarea stărilor de oxidare ale atomilor care formează compușii care reacţionează. Scrierea ecuațiilor pentru reacții de tip redox este adesea însoțită de dificultate în aranjarea coeficienților în fața fiecărei formule de substanțe. În aceste scopuri, au fost dezvoltate tehnici legate de echilibrul electronic sau electroni-ion al distribuției sarcinii. Articolul descrie în detaliu al doilea mod de scriere a ecuațiilor.

Metoda de semi-reacție, entitate

Se mai numește și echilibrul electron-ion al distribuției factorilor coeficienți. Metoda se bazează pe schimbul de particule încărcate negativ între anioni sau cationi în medii dizolvate cu valori diferite ale pH-ului.

În reacțiile electroliților de tip oxidant și reducător sunt implicați ionii cu sarcină negativă sau pozitivă. Ecuații molecular-ionicetipurile, bazate pe metoda semi-reacțiilor, dovedesc clar esența oricărui proces.

Pentru a forma un echilibru, o denumire specială a electroliților unei legături puternice este utilizată ca particule ionice și compuși slabi, gaze și precipitații sub formă de molecule nedisociate. Ca parte a schemei, este necesar să se indice particulele în care se modifică gradul de oxidare. Pentru a determina mediul solvent din balanță, acid (H⁺), alcalin (OH^-) și neutru (H_{2O) condiții.}

La ce se folosește?

În OVR, metoda semireacției are ca scop scrierea separată a ecuațiilor ionice pentru procesele oxidative și de reducere. Soldul final va fi suma lor.

Pași de execuție

Metoda semireacției are propriile sale particularități de scriere. Algoritmul include următoarele etape:

- Primul pas este să scrieți formulele tuturor reactanților. De exemplu:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Apoi trebuie să stabiliți funcția, din punct de vedere chimic, a fiecărui proces constitutiv. În această reacție, KMnO₄ acționează ca un agent de oxidare, H₂S este un agent reducător, iar HCl definește un mediu acid.

- Al treilea pas este să scrieți dintr-o nouă linie formulele compușilor cu reacție ionică cu un potențial electrolitic puternic, ale căror atomi au o schimbare în stările lor de oxidare. În această interacțiune, MnO₄^- acționează ca un agent oxidant, H₂S estereactiv reducător și H⁺ sau cationul de oxoniu H₃O⁺ determină mediul acid. Compușii electrolitici gazoși, solizi sau slabi sunt exprimați prin formule moleculare întregi.

Cunoscând componentele inițiale, încercați să determinați ce reactivi oxidanți și reducători vor avea forme reduse și, respectiv, oxidate. Uneori substanțele finale sunt deja setate în condiții, ceea ce ușurează munca. Următoarele ecuații indică tranziția lui H₂S (hidrogen sulfurat) la S (sulf) și anionul MnO₄ ^{-la Mn cation}2+.

Pentru a echilibra particulele atomice din secțiunile din stânga și din dreapta, se adaugă în mediu acid cationul de hidrogen H⁺ sau apă moleculară. Ionii de hidroxid OH^- sau H₂O.

se adaugă la soluția alcalină

MnO₄^-→ Mn²⁺

În soluție, un atom de oxigen din ionii de manganat împreună cu H⁺ formează molecule de apă. Pentru a egaliza numărul de elemente, ecuația se scrie după cum urmează: 2^{O + Mn}2+.

Apoi se efectuează echilibrarea electrică. Pentru a face acest lucru, luați în considerare suma totală de taxe din secțiunea din stânga, se dovedește +7, iar apoi în partea dreaptă, rezultă +2. Pentru a echilibra procesul, la substanțele inițiale se adaugă cinci particule negative: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Aceasta are ca rezultat o semireacție de reducere.

Acum urmează procesul de oxidare pentru a egaliza numărul de atomi. Pentru asta, pe partea dreaptăadăugați cationi de hidrogen: H₂S → 2H⁺ + S.

După ce taxele sunt egalizate: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Se poate observa că două particule negative sunt îndepărtate din compușii de pornire. Se dovedește semireacția procesului oxidativ.

Notați ambele ecuații într-o coloană și egalizați taxele date și primite. Conform regulii de determinare a celor mai mici multipli, se selectează un multiplicator pentru fiecare semireacție. Ecuația de oxidare și reducere este înmulțită cu aceasta.

Acum puteți adăuga cele două balanțe adunând părțile stânga și dreaptă și reducând numărul de particule de electroni.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

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

Verificarea corectitudinii echilibrului ionic prin numărarea numărului de atomi de oxigen înainte și după săgeată, care este egal cu 8. De asemenea, este necesar să se verifice încărcările părților finale și inițiale ale balanței: (+6) + (-2)=+4. Dacă totul se potrivește, atunci este corect.

Metoda semireacției se încheie cu trecerea de la notația ionică la ecuația moleculară. Pentru fiecare anionic şiparticulă cationică din partea stângă a balanței, este selectat un ion opus în sarcină. Apoi sunt transferate în partea dreaptă, în aceeași cantitate. Acum ionii pot fi combinați în molecule întregi.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Este posibil să se aplice metoda semireacțiilor, al cărei algoritm se rezumă la scrierea unei ecuații moleculare, împreună cu scrierea unor balanțe de tip electronic.

Determinarea agenților de oxidare

Acest rol aparține particulelor ionice, atomice sau moleculare care acceptă electroni încărcați negativ. Substanțele care se oxidează sunt supuse reducerii în reacții. Au o deficiență electronică care poate fi umplută cu ușurință. Astfel de procese includ semireacții redox.

Nu toate substanțele au capacitatea de a accepta electroni. Agenții oxidanți puternici includ:

reprezentanți cu halogen;
acizi precum nitric, selenic și sulfuric;
permanganat de potasiu, dicromat, manganat, cromat;
mangan și oxizi tetravalenți de plumb;
argint și aur ionic;
compuși gazoși de oxigen;
cupru bivalent și oxizi de argint monovalenți;
componente de sare care conțin clor;
vodcă regală;
peroxid de hidrogen.

Determinarea agenților reducători

Acest rol aparține particulelor ionice, atomice sau moleculare care degajă o sarcină negativă. În reacții, substanțele reducătoare suferă o acțiune oxidantă atunci când electronii sunt eliminați.

Proprietățile de restaurare au:

reprezentanți ai multor metale;
compuși tetravalenți cu sulf și hidrogen sulfurat;
acizi halogenați;
sulfați de fier, crom și mangan;
clorură bivalentă de staniu;
reactivi care conțin azot, cum ar fi acidul azot, oxidul divalent, amoniacul și hidrazina;
carbon natural și oxidul său divalent;
molecule de hidrogen;
acid fosforic.

Avantajele metodei electron-ion

Pentru a scrie reacții redox, metoda semireacției este folosită mai des decât balanța electronică.

Acest lucru se datorează avantajelor metodei electron-ion:

Când scrieți o ecuație, luați în considerare ionii reali și compușii care există în soluție.
Este posibil să nu aveți informații inițial despre substanțele rezultate, acestea fiind determinate în etapele finale.
Datele gradului de oxidare nu sunt întotdeauna necesare.
Datorită metodei, puteți afla numărul de electroni care participă la semireacții, cum se modifică pH-ul soluției.
Singularitateprocesele și structura substanțelor rezultate.

Semireacții în soluție acidă

Efectuarea calculelor cu un exces de ioni de hidrogen respectă algoritmul principal. Metoda semireacțiilor într-un mediu acid începe cu înregistrarea părților constitutive ale oricărui proces. Apoi ele sunt exprimate sub formă de ecuații ale formei ionice cu echilibrul sarcinii atomice și electronice. Procesele de natură oxidantă și reducătoare sunt înregistrate separat.

Pentru a egaliza oxigenul atomic în direcția reacțiilor cu excesul său, se introduc cationi de hidrogen. Cantitatea de H⁺ ar trebui să fie suficientă pentru a obține apă moleculară. În direcția lipsei de oxigen, H₂O.

Apoi efectuați echilibrul atomilor de hidrogen și al electronilor.

Ele însumează părțile ecuațiilor înainte și după săgeată cu aranjarea coeficienților.

Reduceți ionii și moleculele identice. Particulele anionice și cationice lipsă sunt adăugate la reactivii deja înregistrați în ecuația generală. Numărul lor de după și înainte de săgeată trebuie să se potrivească.

Ecuația OVR (metoda semireacției) este considerată îndeplinită atunci când scrieți o expresie gata făcută a unei forme moleculare. Fiecare componentă trebuie să aibă un anumit multiplicator.

Exemple pentru medii acidulate

Interacțiunea nitratului de sodiu cu acidul cloric duce la producerea de azotat de sodiu și acid clorhidric. Pentru aranjarea coeficienților se folosește metoda semireacțiilor, exemple de scriere a ecuațiilorasociat cu indicarea unui mediu acid.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → NU₃^- +2H⁺ |3

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

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

În acest proces, azotatul de sodiu se formează din nitriți, iar acidul clorhidric se formează din acidul cloric. Starea de oxidare a azotului se schimbă de la +3 la +5, iar sarcina de clor +5 devine -1. Ambele produse nu precipită.

Semireacții pentru mediul alcalin

Efectuarea calculelor cu un exces de ioni de hidroxid corespunde calculelor pentru soluțiile acide. Metoda semireacțiilor într-un mediu alcalin începe și cu exprimarea părților constitutive ale procesului sub formă de ecuații ionice. Diferențele sunt observate în timpul alinierii numărului de oxigen atomic. Deci, se adaugă apă moleculară pe partea de reacție cu excesul său, iar anionii hidroxid sunt adăugați pe partea opusă.

Coeficientul din fața moleculei H₂O arată diferența în cantitatea de oxigen după și înainte de săgeată, iar pentru OH^{-ioni este dublat. În timpul oxidăriiun reactiv care acționează ca agent reducător elimină atomii de O din anionii hidroxil.}

Metoda semireacțiilor se termină cu pașii rămași ai algoritmului, care coincid cu procese care au un exces de acid. Rezultatul final este o ecuație moleculară.

Exemple alcaline

Când iodul este amestecat cu hidroxid de sodiu, se formează iodură de sodiu și iodat, molecule de apă. Pentru a obține echilibrul procesului, se utilizează metoda semireacției. Exemplele de soluții alcaline au propriile lor particularități asociate cu egalizarea oxigenului atomic.

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.

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

Reacții într-un mediu neutru

De obicei, acesta este numele proceselor care au loc în timpul hidrolizei sărurilor cu formarea unei soluții ușor acide (cu un pH de 6 până la 7) sau ușor alcaline (cu un pH de 7 până la 8).

Metoda semireacției într-un mediu neutru se notează în mai multeopțiuni.

Prima metodă nu ține cont de hidroliza sării. Mediul este considerat neutru, iar apa moleculară este atribuită în stânga săgeții. În această versiune, o jumătate de reacție este considerată acidă, iar ceal altă ca alcalină.

A doua metodă este potrivită pentru procesele în care puteți seta valoarea aproximativă a valorii pH-ului. Apoi reacțiile pentru metoda ion-electron sunt luate în considerare într-o soluție alcalină sau acidă.

Exemplu de mediu neutru

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

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^-. Cationii de hidrogen și anionii de hidroxid se combină pentru a forma 6 molecule de apă. Acestea pot fi îndepărtate pe partea dreaptă și stângă, lăsând excesul în fața săgeții.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

La sfârșitul reacției, un precipitat de hidroxid de crom albastru și galbensulf în soluție alcalină cu hidroxid de sodiu. Starea de oxidare a elementului S cu -2 devine 0, iar sarcina de crom cu +6 devine +3.