Många kemiska processer äger rum med en förändring i oxidationstillstånden för de atomer som bildar de reagerande föreningarna. Att skriva ekvationer för reaktioner av redoxtyp åtföljs ofta av svårigheter att ordna koefficienterna framför varje formel av ämnen. För dessa ändamål har tekniker utvecklats relaterade till den elektroniska eller elektron-jonbalansen för laddningsfördelning. Artikeln beskriver i detalj det andra sättet att skriva ekvationer.
Semi-reaktionsmetod, enhet
Det kallas också elektron-jonbalansen för fördelningen av koefficientfaktorer. Metoden bygger på utbyte av negativt laddade partiklar mellan anjoner eller katjoner i lösta medier med olika pH-värden.
I reaktionerna av elektrolyter av den oxiderande och reducerande typen är joner med negativ eller positiv laddning involverade. Molekylär-joniska ekvationertyper, baserade på metoden för semi-reaktioner, bevisar tydligt essensen av alla processer.
För att skapa en balans används en speciell beteckning av elektrolyter av en stark länk som joniska partiklar, och svaga föreningar, gaser och utfällning i form av odissocierade molekyler. Som en del av schemat är det nödvändigt att ange partiklarna i vilka graden av deras oxidation förändras. För att bestämma lösningsmedelsmediet i balansen, surt (H+), alkaliskt (OH-) och neutr alt (H2)O) villkor.
Vad används den till?
I OVR syftar halvreaktionsmetoden till att skriva joniska ekvationer separat för oxidativa och reduktionsprocesser. Det slutliga saldot blir deras summering.
Utförandesteg
Halvreaktionsmetoden har sina egna särdrag för att skriva. Algoritmen inkluderar följande steg:
- Det första steget är att skriva ner formlerna för alla reaktanter. Till exempel:
H2S + KMnO4 + HCl
- Sedan måste du fastställa funktionen, ur en kemisk synvinkel, för varje ingående process. I denna reaktion fungerar KMnO4 som ett oxidationsmedel, H2S är ett reduktionsmedel och HCl definierar en sur miljö.
- Det tredje steget är att från en ny rad skriva ner formlerna för jonreagerande föreningar med en stark elektrolytpotential, vars atomer har en förändring i sina oxidationstillstånd. I denna interaktion fungerar MnO4- som ett oxidationsmedel, H2S ärreducerande reagens, och H+ eller oxoniumkatjon H3O+ bestämmer den sura miljön. Gasformiga, fasta eller svaga elektrolytiska föreningar uttrycks med hela molekylformler.
Försök att avgöra vilka oxiderande och reducerande reagens som kommer att ha reducerad respektive oxiderad form genom att känna till de första komponenterna. Ibland är de slutliga ämnena redan satta i förhållandena, vilket underlättar arbetet. Följande ekvationer indikerar övergången av H2S (vätesulfid) till S (svavel), och anjonen MnO4 -till Mn katjon2+.
För att balansera atompartiklarna i de vänstra och högra sektionerna tillsätts vätekatjon H+ eller molekylärt vatten till det sura mediet. Hydroxidjoner OH- eller H2O.
tillsätts till den alkaliska lösningen
MnO4-→ Mn2+
I lösning bildar en syreatom från manganatjoner tillsammans med H+ vattenmolekyler. För att jämna ut antalet element skrivs ekvationen enligt följande: 2O + Mn2+.
Då utförs elbalansering. För att göra detta, överväga det totala antalet avgifter i den vänstra delen, det visar sig +7, och sedan på höger sida visar det sig +2. För att balansera processen läggs fem negativa partiklar till utgångsämnena: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Detta resulterar i en halvreaktion med reducering.
Nu följer oxidationsprocessen för att utjämna antalet atomer. För detta, på höger sidatillsätt vätekatjoner: H2S → 2H+ + S.
Efter att laddningarna är utjämnade: H2S -2e- → 2H+ + S. Det kan ses att två negativa partiklar tas bort från utgångsföreningarna. Det visar sig halvreaktionen av den oxidativa processen.
Skriv ner båda ekvationerna i en kolumn och utjämna de givna och mottagna laddningarna. Enligt regeln för att bestämma de minsta multiplerna väljs en multiplikator för varje halvreaktion. Oxidations- och reduktionsekvationen multipliceras med den.
Nu kan du lägga till de två balanserna genom att lägga ihop vänster och höger sida och minska antalet elektronpartiklar.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
I den resulterande ekvationen kan du minska talet H+ med 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Kontrollera riktigheten av jonbalansen genom att räkna antalet syreatomer före och efter pilen, vilket är lika med 8. Det är också nödvändigt att kontrollera laddningarna för den sista och initiala delen av balansen: (+6) + (-2)=+4. Om allt stämmer är det korrekt.
Halvreaktionsmetoden slutar med övergången från den joniska notationen till den molekylära ekvationen. För varje anjonisk ochkatjonisk partikel på den vänstra sidan av vågen väljs en jon med motsatt laddning. Sedan förs de över till höger sida, i samma mängd. Nu kan joner kombineras till hela molekyler.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Det är möjligt att tillämpa metoden för halvreaktioner, vars algoritm går ut på att skriva en molekylekvation, tillsammans med att skriva elektroniska typbalanser.
Bestämning av oxidationsmedel
Denna roll tillhör joniska, atomära eller molekylära partiklar som accepterar negativt laddade elektroner. Ämnen som oxiderar genomgår reduktion i reaktioner. De har en elektronisk brist som lätt kan åtgärdas. Sådana processer inkluderar redox-halvreaktioner.
Alla ämnen har inte förmågan att acceptera elektroner. Starka oxidationsmedel inkluderar:
- halogenrepresentanter;
- syra som salpeter, selen och svavelsyra;
- kaliumpermanganat, dikromat, manganat, kromat;
- fyrvärda mangan- och blyoxider;
- joniska silver och guld;
- gasformiga syreföreningar;
- tvåvärda koppar- och envärda silveroxider;
- klorinnehållande s altkomponenter;
- royal vodka;
- väteperoxid.
Bestämning av reduktionsmedel
Denna roll tillhör joniska, atomära eller molekylära partiklar som avger en negativ laddning. I reaktioner genomgår reducerande ämnen en oxiderande verkan när elektroner elimineras.
Återställande egenskaper har:
- representanter för många metaller;
- fyrvärda svavelföreningar och vätesulfid;
- halogenerade syror;
- järn-, krom- och mangansulfater;
- tenn tvåvärd klorid;
- kväveh altiga reagenser som salpetersyrlighet, tvåvärd oxid, ammoniak och hydrazin;
- naturligt kol och dess tvåvärda oxid;
- vätemolekyler;
- fosforsyra.
Fördelar med elektronjonmetoden
För att skriva redoxreaktioner används halvreaktionsmetoden oftare än den elektroniska formbalansen.
Detta beror på fördelarna med elektronjonmetoden:
- När du skriver en ekvation, överväg de verkliga joner och föreningar som finns i lösningen.
- Du kanske inte har information om de resulterande ämnena från början, de bestäms i slutskedet.
- Oxidationsgradsdata behövs inte alltid.
- Tack vare metoden kan du ta reda på antalet elektroner som deltar i halvreaktioner, hur pH i lösningen förändras.
- Singularitetprocesser och strukturen hos de resulterande ämnena.
Halvreaktioner i sur lösning
Att utföra beräkningar med ett överskott av vätejoner följer huvudalgoritmen. Metoden för halvreaktioner i ett surt medium börjar med registreringen av beståndsdelarna i varje process. Sedan uttrycks de i form av ekvationer av jonformen med balansen mellan atomär och elektronisk laddning. Processer av oxiderande och reducerande karaktär registreras separat.
För att utjämna atomärt syre i reaktionsriktningen med dess överskott, införs vätekatjoner. Mängden H+ bör vara tillräcklig för att erhålla molekylärt vatten. I riktning mot syrebrist, H2O.
Utför sedan balansen mellan väteatomer och elektroner.
De summerar delarna av ekvationerna före och efter pilen med koefficienternas arrangemang.
Reducera identiska joner och molekyler. De saknade anjoniska och katjoniska partiklarna läggs till de redan registrerade reagensen i den övergripande ekvationen. Deras nummer efter och före pilen måste matcha.
OVR-ekvationen (halvreaktionsmetoden) anses vara uppfylld när man skriver ett färdigt uttryck av en molekylär form. Varje komponent måste ha en viss multiplikator.
Exempel för sura miljöer
Samspelet mellan natriumnitrit och klorsyra leder till produktion av natriumnitrat och s altsyra. För att ordna koefficienterna används metoden för semireaktioner, exempel på att skriva ekvationerförknippas med att indikera en sur miljö.
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- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
I denna process bildas natriumnitrat från nitrit och s altsyra bildas av klorsyra. Oxidationstillståndet för kväve ändras från +3 till +5, och klorladdningen +5 blir -1. Båda produkterna faller inte ut.
semi-reaktioner för alkaliskt medium
Att utföra beräkningar med ett överskott av hydroxidjoner motsvarar beräkningar för sura lösningar. Metoden med halvreaktioner i ett alkaliskt medium börjar också med uttrycket av processens beståndsdelar i form av joniska ekvationer. Skillnader observeras under anpassningen av antalet atomärt syre. Så molekylärt vatten tillsätts till sidan av reaktionen med dess överskott, och hydroxidanjoner tillsätts på den motsatta sidan.
Koefficienten framför H2O-molekylen visar skillnaden i mängden syre efter och före pilen, och för OH-joner det fördubblas. Under oxidationenett reagens som fungerar som ett reduktionsmedel tar bort O-atomer från hydroxylanjoner.
Metoden för halvreaktioner slutar med de återstående stegen i algoritmen, som sammanfaller med processer som har ett surt överskott. Slutresultatet är en molekylekvation.
Alkaliska exempel
När jod blandas med natriumhydroxid, bildas natriumjodid och jodat, vattenmolekyler. För att uppnå balansen i processen används halvreaktionsmetoden. Exempel på alkaliska lösningar har sina egna särdrag förknippade med utjämningen av atomärt syre.
NaOH + I2 →NaI + NaIO3 + H2O
I + e- → I- |5
6OH- + I - 5e- → I- + 3H 2O + IO3- |1
I + 5I + 6OH- → 3H2O + 5I- + IO 3-
6Na+ → Na+ + 5Na+
6NaOH + 3I2 →5NaI + NaIO3 + 3H2O.
Resultatet av reaktionen är att den violetta färgen på molekylärt jod försvinner. Det sker en förändring i oxidationstillståndet för detta element från 0 till -1 och +5 med bildning av natriumjodid och jodat.
Reaktioner i en neutral miljö
Vanligtvis är detta namnet på de processer som äger rum under hydrolysen av s alter med bildning av en lätt sur (med ett pH på 6 till 7) eller lätt alkalisk (med ett pH på 7 till 8) lösning.
Halvreaktionsmetoden i ett neutr alt medium är nedskrivet i flera alternativ.
Den första metoden tar inte hänsyn till s althydrolys. Mediet tas som neutr alt och molekylärt vatten tilldelas till vänster om pilen. I den här versionen tas en halvreaktion som sur och den andra som alkalisk.
Den andra metoden är lämplig för processer där du kan ställa in det ungefärliga värdet för pH-värdet. Därefter betraktas reaktionerna för jon-elektronmetoden i en alkalisk eller sur lösning.
Neutral miljöexempel
När vätesulfid kombineras med natriumdikromat i vatten erhålls en fällning av svavel, natrium och trevärda kromhydroxider. Detta är en typisk reaktion för en neutral lösning.
Na2Cr2O7 + H2 S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)3
H2S - 2e- → S + H+ |3
7H2O + Cr2O72- + 6e- → 8OH- + 2Cr(OH)3 |1
7H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3H+ +3S + 2Cr(OH)3 +8OH-. Vätekatjoner och hydroxidanjoner kombineras för att bilda 6 vattenmolekyler. De kan tas bort på höger och vänster sida, lämna överskottet framför pilen.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
I slutet av reaktionen, en fällning av blå kromhydroxid och gulsvavel i alkalisk lösning med natriumhydroxid. Oxidationstillståndet för grundämnet S med -2 blir 0, och kromladdningen med +6 blir +3.
