Metoda semireakce: algoritmus

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Naposledy změněno: 2023-12-17 05:20

Mnoho chemických procesů probíhá se změnou oxidačních stavů atomů, které tvoří reagující sloučeniny. Psaní rovnic pro reakce redoxního typu je často doprovázeno potížemi s uspořádáním koeficientů před každým vzorcem látek. Pro tyto účely byly vyvinuty techniky týkající se elektronické nebo elektron-iontové rovnováhy distribuce náboje. Článek podrobně popisuje druhý způsob psaní rovnic.

Metoda semireakce, entita

Nazývá se také elektron-iontová rovnováha rozdělení koeficientů. Metoda je založena na výměně záporně nabitých částic mezi anionty nebo kationty v rozpuštěném médiu s různými hodnotami pH.

Při reakcích elektrolytů oxidačního a redukčního typu se účastní ionty se záporným nebo kladným nábojem. Molekulárně-iontové rovnicetypy založené na metodě semireakcí jasně dokazují podstatu jakéhokoli procesu.

Pro vytvoření rovnováhy se používá speciální označení elektrolytů silné vazby jako iontové částice a slabé sloučeniny, plyny a sraženiny ve formě nedisociovaných molekul. V rámci schématu je nutné uvést částice, u kterých se mění stupeň jejich oxidace. K určení rozpouštědlového média ve váze, kyselého (H⁺), zásaditého (OH^-) a neutrálního (H_{2O) podmínky.}

K čemu se používá?

V OVR je metoda poloviční reakce zaměřena na psaní iontových rovnic odděleně pro oxidační a redukční procesy. Konečný zůstatek bude jejich součtem.

Kroky provedení

Metoda poloviční reakce má své vlastní zvláštnosti psaní. Algoritmus zahrnuje následující fáze:

- Prvním krokem je zapsat vzorce všech reaktantů. Například:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Potom musíte z chemického hlediska stanovit funkci každého jednotlivého procesu. Při této reakci KMnO₄ působí jako oxidační činidlo, H₂S je redukční činidlo a HCl definuje kyselé prostředí.

- Třetím krokem je zapsat na nový řádek vzorce iontově reagujících sloučenin se silným elektrolytickým potenciálem, jejichž atomy mají změněný oxidační stav. V této interakci MnO₄^- působí jako oxidační činidlo, H₂S jeredukční činidlo a H⁺ nebo oxoniový kation H₃O⁺ určuje kyselé prostředí. Plynné, pevné nebo slabé elektrolytické sloučeniny jsou vyjádřeny celými molekulárními vzorci.

Znáte-li počáteční složky, pokuste se určit, která oxidační a redukční činidla budou mít redukovanou a oxidovanou formu. Někdy jsou finální látky již nastaveny v podmínkách, což usnadňuje práci. Následující rovnice ukazují přechod H₂S (sirovodík) na S (síra) a aniontu MnO₄ ^{-až Mn kation}2+.

Pro vyvážení atomových částic v levé a pravé části se do kyselého prostředí přidává kationt vodíku H⁺ nebo molekulární voda. Hydroxidové ionty OH^- nebo H₂O.

se přidávají do alkalického roztoku

MnO₄^-→ Mn²⁺

V roztoku tvoří atom kyslíku z manganinatých iontů spolu s H⁺ molekuly vody. Pro vyrovnání počtu prvků je rovnice napsána následovně: 2^{O + Mn}2+.

Poté se provede elektrické vyvážení. Chcete-li to provést, zvažte celkovou výši poplatků v levé části, ukáže se to +7, a pak na pravé straně se ukáže +2. Pro vyvážení procesu se k výchozím látkám přidá pět negativních částic: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Výsledkem je poloviční redukční reakce.

Nyní následuje oxidační proces k vyrovnání počtu atomů. K tomu na pravé straněpřidat vodíkové kationty: H₂S → 2H⁺ + S.

Po vyrovnání nabití: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Je vidět, že z výchozích sloučenin jsou odebrány dvě negativní částice. Ukazuje se poloviční reakce oxidačního procesu.

Zapište obě rovnice do sloupce a vyrovnejte daný a přijatý náboj. Podle pravidla pro stanovení nejmenších násobků se pro každou poloviční reakci volí multiplikátor. Rovnice oxidace a redukce se jím vynásobí.

Nyní můžete sečíst dva zůstatky sečtením levé a pravé strany a snížením počtu elektronových částic.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

Ve výsledné rovnici můžete snížit číslo H⁺ o 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Kontrola správnosti iontové bilance spočítáním počtu atomů kyslíku před a za šipkou, který se rovná 8. Je také nutné zkontrolovat náboje konečné a počáteční části bilance: (+6) + (-2)=+4. Pokud vše souhlasí, pak je to správně.

Metoda poloviční reakce končí přechodem z iontové notace na molekulární rovnici. Pro každou aniontovou akationtové částice na levé straně váhy, je vybrán iont s opačným nábojem. Poté se převedou na pravou stranu ve stejném množství. Nyní mohou být ionty spojeny do celých molekul.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Je možné použít metodu polovičních reakcí, jejíž algoritmus se scvrkává na sepsání molekulární rovnice spolu se zápisem vah elektronického typu.

Stanovení oxidačních činidel

Tato role náleží iontovým, atomovým nebo molekulárním částicím, které přijímají záporně nabité elektrony. Látky, které oxidují, podléhají při reakcích redukci. Mají elektronický nedostatek, který lze snadno vyplnit. Takové procesy zahrnují redoxní poloviční reakce.

Ne všechny látky mají schopnost přijímat elektrony. Mezi silná oxidační činidla patří:

• zástupci halogenů;
• kyselina jako dusičná, selenová a sírová;
• manganistan draselný, dichroman, manganistan, chroman;
• mangan a olovo čtyřmocné oxidy;
• iontové stříbro a zlato;
• plynné sloučeniny kyslíku;
• divalentní měď a monovalentní oxidy stříbra;
• soli obsahující chlór;
• královská vodka;
• peroxid vodíku.

Stanovení redukčních činidel

Tato role náleží iontovým, atomovým nebo molekulárním částicím, které vydávají záporný náboj. Při reakcích podléhají redukující látky oxidačnímu účinku, když jsou eliminovány elektrony.

Výplňové vlastnosti mají:

• zástupci mnoha kovů;
• sloučeniny čtyřmocné síry a sirovodík;
• halogenované kyseliny;
• sírany železa, chromu a manganu;
• chlorid dvojmocný cínatý;
• reagencie obsahující dusík, jako je kyselina dusná, dvojmocný oxid, amoniak a hydrazin;
• přírodní uhlík a jeho dvojmocný oxid;
• molekuly vodíku;
• kyselina fosforitá.

Výhody elektron-iontové metody

K zápisu redoxních reakcí se metoda poloviční reakce používá častěji než elektronická bilance.

Je to kvůli výhodám elektron-iontové metody:

1. Při psaní rovnice zvažte skutečné ionty a sloučeniny, které v řešení existují.
2. Zpočátku nemusíte mít informace o výsledných látkách, ty jsou určeny v konečných fázích.
3. Údaje o stupni oxidace nejsou vždy potřeba.
4. Díky metodě můžete zjistit počet elektronů, které se účastní polovičních reakcí, jak se mění pH roztoku.
5. Singularitaprocesy a struktura výsledných látek.

Poloreakce v kyselém roztoku

Provádění výpočtů s přebytkem vodíkových iontů se řídí hlavním algoritmem. Metoda polovičních reakcí v kyselém prostředí začíná záznamem složek jakéhokoli procesu. Poté jsou vyjádřeny ve formě rovnic iontové formy s rovnováhou atomového a elektronového náboje. Procesy oxidační a redukční povahy se zaznamenávají odděleně.

Pro vyrovnání atomárního kyslíku ve směru reakcí s jeho přebytkem se zavádějí vodíkové kationty. Množství H⁺ by mělo stačit k získání molekulární vody. Ve směru nedostatku kyslíku H₂O.

Potom proveďte rovnováhu atomů vodíku a elektronů.

Sčítají části rovnic před a za šipkou s uspořádáním koeficientů.

Snižte stejné ionty a molekuly. Chybějící aniontové a kationtové částice jsou přidány k již zaznamenaným činidlům v celkové rovnici. Jejich počet za a před šipkou se musí shodovat.

Rovnice OVR (metoda poloviční reakce) se považuje za splněnou při psaní hotového vyjádření molekulární formy. Každá součást musí mít určitý multiplikátor.

Příklady pro kyselá prostředí

Interakce dusitanu sodného s kyselinou chloristou vede k produkci dusičnanu sodného a kyseliny chlorovodíkové. K uspořádání koeficientů se používá metoda semireakcí, příklady zápisu rovnicspojené s indikací kyselého prostředí.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NE₂^- + H₂O – 2e^- → NE₃^- +2H⁺ |3

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

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Při tomto procesu vzniká dusičnan sodný z dusitanu a kyselina chlorovodíková z kyseliny chlorečné. Oxidační stav dusíku se změní z +3 na +5 a náplň chloru +5 se změní na -1. Oba produkty se nesrážejí.

Poloreakce pro alkalické médium

Provádění výpočtů s přebytkem hydroxidových iontů odpovídá výpočtům pro kyselé roztoky. Metoda polovičních reakcí v alkalickém prostředí také začíná vyjádřením složek procesu ve formě iontových rovnic. Rozdíly jsou pozorovány během zarovnání počtu atomárního kyslíku. Molekulární voda je tedy přidána na stranu reakce s jejím přebytkem a hydroxidové anionty jsou přidány na opačnou stranu.

Koeficient před molekulou H₂O ukazuje rozdíl v množství kyslíku za a před šipkou a pro OH^{-iontů je zdvojnásobeno. Během oxidacečinidlo, které působí jako redukční činidlo, odstraňuje atomy O z hydroxylových aniontů.}

Metoda polovičních reakcí končí zbývajícími kroky algoritmu, které se shodují s procesy, které mají kyselý přebytek. Konečným výsledkem je molekulární rovnice.

Alkalické příklady

Když se jód smíchá s hydroxidem sodným, vytvoří se jodid sodný a jodičnan, molekuly vody. Pro získání rovnováhy procesu se používá metoda poloviční reakce. Příklady alkalických roztoků mají svá specifika spojená s vyrovnáváním atomárního kyslíku.

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.

Výsledkem reakce je vymizení fialové barvy molekulárního jódu. Dochází ke změně oxidačního stavu tohoto prvku z 0 na -1 a +5 za vzniku jodidu sodného a jodičnanu.

Reakce v neutrálním prostředí

Obvykle se takto nazývají procesy, které probíhají při hydrolýze solí za vzniku mírně kyselého (s pH 6 až 7) nebo mírně alkalického (s pH 7 až 8) roztoku.

Metoda poloviční reakce v neutrálním médiu je zapsána v několikamožnosti.

První metoda nebere v úvahu hydrolýzu soli. Médium je považováno za neutrální a molekulární voda je přiřazena vlevo od šipky. V této verzi je jedna poloviční reakce brána jako kyselá a druhá jako alkalická.

Druhá metoda je vhodná pro procesy, ve kterých lze nastavit přibližnou hodnotu hodnoty pH. Poté jsou reakce pro iontově-elektronovou metodu uvažovány v alkalickém nebo kyselém roztoku.

Příklad neutrálního prostředí

Při smíchání sirovodíku s dichromanem sodným ve vodě se získá sraženina hydroxidu síry, sodíku a trojmocného chromu. Toto je typická reakce pro neutrální 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 kationty a hydroxidové anionty se spojí a vytvoří 6 molekul vody. Lze je odstranit na pravé a levé straně a přebytek ponechat před šipkou.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Na konci reakce se vyloučí sraženina modrého hydroxidu chromitého a žlutésíry v alkalickém roztoku s hydroxidem sodným. Oxidační stav prvku S s -2 se stane 0 a náboj chrómu s +6 se stane +3.