Veliko kemičnih procesov poteka s spremembo oksidacijskih stanj atomov, ki tvorijo reagirajoče spojine. Pisanje enačb za reakcije redoks tipa pogosto spremljajo težave pri razvrščanju koeficientov pred vsako formulo snovi. Za te namene so bile razvite tehnike, povezane z elektronsko ali elektronsko-ionsko ravnovesje porazdelitve naboja. Članek podrobno opisuje drugi način pisanja enačb.
polreakcijska metoda, entiteta
Imenuje se tudi elektronsko-ionsko ravnovesje porazdelitve faktorjev koeficienta. Metoda temelji na izmenjavi negativno nabitih delcev med anioni ali kationi v raztopljenih medijih z različnimi pH vrednostmi.
V reakcijah elektrolitov oksidacijskega in redukcijskega tipa sodelujejo ioni z negativnim ali pozitivnim nabojem. Molekularno-ionske enačbevrste, ki temeljijo na metodi polreakcij, jasno dokazujejo bistvo vsakega procesa.
Za oblikovanje ravnovesja se uporablja posebna oznaka elektrolitov močne povezave kot ionski delci in šibke spojine, plini in padavine v obliki nedisociiranih molekul. Kot del sheme je treba navesti delce, v katerih se spremeni stopnja njihove oksidacije. Za določitev topilnega medija v tehtnici je kislo (H+), alkalno (OH-) in nevtralno (H2O) pogoji.
Za kaj se uporablja?
V OVR je metoda pol-reakcije namenjena ločenemu zapisovanju ionskih enačb za oksidativne in redukcijske procese. Končno stanje bo njihov seštevek.
Koraki izvedbe
Metoda pol-reakcije ima svoje posebnosti pisanja. Algoritem vključuje naslednje stopnje:
- Prvi korak je zapisati formule vseh reaktantov. Na primer:
H2S + KMnO4 + HCl
- Nato morate določiti funkcijo, s kemijskega vidika, vsakega sestavnega procesa. V tej reakciji KMnO4 deluje kot oksidant, H2S je redukcijsko sredstvo, HCl pa definira kislo okolje.
- Tretji korak je, da iz nove vrstice zapišemo formule ionsko reagirajočih spojin z močnim elektrolitskim potencialom, katerih atomi imajo spremenjeno oksidacijsko stanje. V tej interakciji MnO4- deluje kot oksidant, H2S jeredukcijski reagent in H+ ali oksonijev kation H3O+ določa kislinsko okolje. Plinaste, trdne ali šibke elektrolitske spojine so izražene s celimi molekulskimi formulami.
Poznavanje začetnih sestavin poskusite ugotoviti, kateri oksidacijski in redukcijski reagenti bodo imeli reducirano oziroma oksidirano obliko. Včasih so končne snovi že postavljene v pogoje, kar olajša delo. Naslednje enačbe kažejo prehod H2S (vodikov sulfid) v S (žveplo) in anion MnO4 -do Mn kation2+.
Za uravnoteženje atomskih delcev v levem in desnem delu se kislinskemu mediju doda vodikov kation H+ ali molekularna voda. Alkalni raztopini se dodajo hidroksidni ioni OH- ali H2O.
MnO4-→ Mn2+
V raztopini atom kisika iz manganatnih ionov skupaj s H+ tvori molekule vode. Za izenačitev števila elementov je enačba zapisana na naslednji način: 2O + Mn2+.
Nato se izvede električno uravnoteženje. Če želite to narediti, upoštevajte skupni znesek bremenitve v levem delu, izkaže se +7, nato pa na desni strani +2. Za uravnoteženje procesa se začetnim snovem doda pet negativnih delcev: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. To povzroči zmanjšano polovično reakcijo.
Sedaj sledi postopek oksidacije, da se izenači število atomov. Za to na desni stranidodajte vodikove katione: H2S → 2H+ + S.
Ko se naboji izenačijo: H2S -2e- → 2H+ + S. Vidi se, da sta izhodnim spojinam odvzeta dva negativna delca. Izkazalo se je polovična reakcija oksidativnega procesa.
Zapiši obe enačbi v stolpec in izenači dane in prejete naboje. Po pravilu za določanje najmanjših večkratnikov se za vsako polovično reakcijo izbere množitelj. Oksidacijsko in redukcijsko enačbo se pomnoži z njo.
Zdaj lahko dodate obe bilanci tako, da dodate levo in desno stran skupaj in zmanjšate število elektronskih delcev.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
V dobljeni enačbi lahko zmanjšate število H+ za 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Preverjanje pravilnosti ionskega ravnovesja s štetjem števila atomov kisika pred in za puščico, ki je enako 8. Prav tako je treba preveriti naboje končnega in začetnega dela tehtnice: (+6) + (-2)=+4. Če se vse ujema, potem je pravilno.
Metoda pol-reakcije se konča s prehodom z ionskega zapisa na molekularno enačbo. Za vsako anionsko inkationskega delca leve strani tehtnice je izbran ion, ki je nasproten naboju. Nato se prenesejo na desno stran, v enaki količini. Zdaj je mogoče ione združiti v cele molekule.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Mogoče je uporabiti metodo polovičnih reakcij, katere algoritem se spušča na pisanje molekularne enačbe, skupaj s pisanjem tehtnic elektronskega tipa.
Določanje oksidantov
Ta vloga pripada ionskim, atomskim ali molekularnim delcem, ki sprejemajo negativno nabite elektrone. Snovi, ki oksidirajo, se v reakcijah reducirajo. Imajo elektronsko pomanjkljivost, ki jo je mogoče enostavno zapolniti. Takšni procesi vključujejo redoks polovične reakcije.
Vse snovi nimajo sposobnosti sprejemanja elektronov. Močni oksidanti vključujejo:
- predstavniki halogenov;
- kislina, kot je dušikova, selenska in žveplova;
- kalijev permanganat, dikromat, manganat, kromat;
- mangan in svinčevi štirivalentni oksidi;
- srebro in zlato ionsko;
- plinaste kisikove spojine;
- divalentni bakrov in enovalentni srebrov oksid;
- komponente soli, ki vsebujejo klor;
- kraljevska vodka;
- vodikov peroksid.
Določanje redukcijskih sredstev
Ta vloga pripada ionskim, atomskim ali molekularnim delcem, ki oddajajo negativni naboj. V reakcijah se redukcijske snovi oksidirajo, ko se elektroni izločijo.
Obnovitvene lastnosti imajo:
- predstavniki številnih kovin;
- žveplove štirivalentne spojine in vodikov sulfid;
- halogenirane kisline;
- železovi, kromovi in manganovi sulfati;
- kositrov dvovalentni klorid;
- reagenti, ki vsebujejo dušik, kot so dušikova kislina, dvovalentni oksid, amoniak in hidrazin;
- naravni ogljik in njegov dvovalentni oksid;
- molekule vodika;
- fosforjeva kislina.
Prednosti elektronsko-ionske metode
Za pisanje redoks reakcij se metoda polovične reakcije uporablja pogosteje kot ravnotežje elektronske oblike.
To je posledica prednosti elektronsko-ionske metode:
- Ko pišete enačbo, upoštevajte resnične ione in spojine, ki obstajajo v raztopini.
- Na začetku morda ne boste imeli informacij o nastalih snoveh, določijo se v končnih fazah.
- Podatki o stopnji oksidacije niso vedno potrebni.
- Zahvaljujoč metodi lahko ugotovite število elektronov, ki sodelujejo v polovičnih reakcijah, kako se spreminja pH raztopine.
- Singularnostprocesi in struktura nastalih snovi.
Polovične reakcije v kislinski raztopini
Izvajanje izračunov s presežkom vodikovih ionov je v skladu z glavnim algoritmom. Metoda polovičnih reakcij v kislem mediju se začne s snemanjem sestavnih delov katerega koli procesa. Nato se izrazijo v obliki enačb ionske oblike z ravnotežjem atomskega in elektronskega naboja. Procesi oksidacijske in redukcijske narave se beležijo ločeno.
Za izenačenje atomskega kisika v smeri reakcij z njegovim presežkom se uvedejo vodikovi kationi. Količina H+ bi morala zadostovati za pridobitev molekularne vode. V smeri pomanjkanja kisika H2O.
Potem izvedite ravnotežje vodikovih atomov in elektronov.
Seštejejo dele enačb pred in za puščico z razporeditvijo koeficientov.
Zmanjšajte identične ione in molekule. Manjkajoči anionski in kationski delci se dodajo že zabeleženim reagentom v celotni enačbi. Njihovo število za in pred puščico se mora ujemati.
Enačba OVR (metoda pol reakcije) velja za izpolnjeno, ko pišemo že pripravljen izraz molekularne oblike. Vsaka komponenta mora imeti določen množitelj.
Primeri za kisla okolja
Interakcija natrijevega nitrita s klorovodikovo kislino vodi do proizvodnje natrijevega nitrata in klorovodikove kisline. Za razporeditev koeficientov se uporablja metoda polreakcij, primeri pisanja enačbpovezano z označevanjem kislega okolja.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NO2- + H2O – 2e- → NE3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
V tem procesu nastane natrijev nitrat iz nitrita, klorovodikova kislina pa iz klorovodikove kisline. Oksidacijsko stanje dušika se spremeni od +3 do +5, naboj klora +5 pa postane -1. Oba izdelka se ne oborita.
Polureakcije za alkalni medij
Izvedba izračunov s presežkom hidroksidnih ionov ustreza izračunom za kisle raztopine. Metoda polovičnih reakcij v alkalnem mediju se začne tudi z izražanjem sestavnih delov procesa v obliki ionskih enačb. Med poravnavo števila atomskega kisika opazimo razlike. Torej se na stran reakcije doda molekularna voda z njenim presežkom, na nasprotni strani pa se dodajo hidroksidni anioni.
Koeficient pred molekulo H2O kaže razliko v količini kisika za in pred puščico ter za OH-ionov se podvoji. Med oksidacijoreagent, ki deluje kot redukcijsko sredstvo, odstrani atome O iz hidroksilnih anionov.
Metoda polovičnih reakcij se konča s preostalimi koraki algoritma, ki sovpadajo s procesi, ki imajo kisli presežek. Končni rezultat je molekularna enačba.
Alkalni primeri
Ko jod pomešamo z natrijevim hidroksidom, nastaneta natrijev jodid in jodat, molekule vode. Za doseganje ravnovesja procesa se uporablja metoda polovične reakcije. Primeri za alkalne raztopine imajo svoje posebnosti, povezane z izenačitvijo atomskega kisika.
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.
Rezultat reakcije je izginotje vijolične barve molekularnega joda. Oksidacijsko stanje tega elementa se spremeni od 0 do -1 in +5 s tvorbo natrijevega jodida in jodata.
Reakcije v nevtralnem okolju
Običajno se tako imenujejo procesi, ki potekajo med hidrolizo soli s tvorbo rahlo kisle (s pH od 6 do 7) ali rahlo alkalne (s pH od 7 do 8) raztopine.
Metoda polovične reakcije v nevtralnem mediju je zapisana v večmožnosti.
Prva metoda ne upošteva hidrolize soli. Medij je vzet kot nevtralen, molekularna voda pa je dodeljena levo od puščice. V tej različici je ena polovična reakcija vzeta kot kisla, druga pa kot alkalna.
Druga metoda je primerna za procese, pri katerih lahko nastavite približno vrednost pH vrednosti. Nato se upoštevajo reakcije za ionsko-elektronsko metodo v alkalni ali kisli raztopini.
Primer nevtralnega okolja
Ko vodikov sulfid združimo z natrijevim dikromatom v vodi, dobimo oborino žveplovega, natrijevega in trivalentnega kromovega hidroksida. To je tipična reakcija za nevtralno raztopino.
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-. Vodikovi kationi in hidroksidni anioni se združijo v 6 molekul vode. Odstranimo jih lahko na desni in levi strani, presežek pa pustimo pred puščico.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Na koncu reakcije se pojavi oborina modrega kromovega hidroksida in rumene barvežveplo v alkalni raztopini z natrijevim hidroksidom. Oksidacijsko stanje elementa S z -2 postane 0, naboj kroma s +6 pa postane +3.
