Semi-reaksiemetode: algoritme

2024 Outeur: Angel Austin | [email protected]. Laas verander: 2023-12-17 05:14

Baie chemiese prosesse vind plaas met 'n verandering in die oksidasietoestande van die atome wat die reagerende verbindings vorm. Die skryf van vergelykings vir reaksies van die redokstipe gaan dikwels gepaard met probleme om die koëffisiënte voor elke formule van stowwe te rangskik. Vir hierdie doeleindes is tegnieke ontwikkel wat verband hou met die elektroniese of elektron-ioonbalans van ladingverspreiding. Die artikel beskryf in detail die tweede manier om vergelykings te skryf.

Semi-reaksiemetode, entiteit

Dit word ook die elektron-ioonbalans van die verspreiding van koëffisiëntfaktore genoem. Die metode is gebaseer op die uitruil van negatief gelaaide deeltjies tussen anione of katione in opgeloste media met verskillende pH-waardes.

In die reaksies van elektroliete van die oksiderende en reduseerende tipe is ione met 'n negatiewe of positiewe lading betrokke. Molekulêr-ioniese vergelykingstipes, gebaseer op die metode van semi-reaksies, bewys duidelik die essensie van enige proses.

Om 'n balans te vorm, word 'n spesiale aanduiding van elektroliete van 'n sterk skakel as ioniese deeltjies gebruik, en swak verbindings, gasse en neerslag in die vorm van ongedissosieerde molekules. As deel van die skema is dit nodig om die deeltjies aan te dui waarin die mate van hul oksidasie verander. Om die oplosmiddelmedium in die balans te bepaal, suur (H⁺), alkalies (OH^-) en neutraal (H_{2)O) voorwaardes.}

Waarvoor word dit gebruik?

In OVR is die halfreaksiemetode daarop gemik om ioniese vergelykings afsonderlik vir oksidatiewe en reduksieprosesse te skryf. Die finale saldo sal hul opsomming wees.

Uitvoerstappe

Die halfreaksiemetode het sy eie eienaardighede van skryf. Die algoritme sluit die volgende fases in:

- Die eerste stap is om die formules van alle reaktante neer te skryf. Byvoorbeeld:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Dan moet jy die funksie, vanuit 'n chemiese oogpunt, van elke samestellende proses vasstel. In hierdie reaksie tree KMnO₄ op as 'n oksideermiddel, H₂S is 'n reduseermiddel, en HCl definieer 'n suur omgewing.

- Die derde stap is om vanaf 'n nuwe reël die formules neer te skryf van ionies-reagerende verbindings met 'n sterk elektrolietpotensiaal, waarvan die atome 'n verandering in hul oksidasietoestande het. In hierdie interaksie tree MnO₄^- op as 'n oksideermiddel, H₂S isreduseerreagens, en H⁺ of oksoniumkation H₃O⁺ bepaal die suur omgewing. Gasvormige, vaste of swak elektrolitiese verbindings word uitgedruk deur hele molekulêre formules.

Om die aanvanklike komponente te ken, probeer om te bepaal watter oksiderende en reduseerreagense onderskeidelik gereduseerde en geoksideerde vorm sal hê. Soms is die finale stowwe reeds in die toestande gestel, wat die werk makliker maak. Die volgende vergelykings dui die oorgang aan van H₂S (waterstofsulfied) na S (swael), en die anioon MnO₄ ^{-na Mn-kation}2+.

Om die atoomdeeltjies in die linker- en regtergedeeltes te balanseer, word waterstofkation H⁺ of molekulêre water by die suurmedium gevoeg. Hidroksiedione OH^- of H₂O.

word by die alkaliese oplossing gevoeg

MnO₄^-→ Mn²⁺

In oplossing vorm 'n suurstofatoom van manganaat-ione saam met H⁺ watermolekules. Om die aantal elemente gelyk te maak, word die vergelyking soos volg geskryf: 2^{O + Mn}2+.

Dan word elektriese balansering uitgevoer. Om dit te doen, kyk na die totale hoeveelheid koste in die linker gedeelte, dit blyk +7, en dan in die regterkant, blyk dit +2. Om die proses te balanseer, word vyf negatiewe deeltjies by die beginstowwe gevoeg: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Dit lei tot 'n vermindering halfreaksie.

Nou volg die oksidasieproses om die aantal atome gelyk te maak. Hiervoor, aan die regterkantvoeg waterstofkatione by: H₂S → 2H⁺ + S.

Nadat die heffings gelykgestel is: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Daar kan gesien word dat twee negatiewe deeltjies van die beginverbindings weggeneem word. Dit blyk die halfreaksie van die oksidatiewe proses.

Skryf beide vergelykings in 'n kolom neer en maak gelyk aan die gegewe en ontvangde ladings. Volgens die reël vir die bepaling van die kleinste veelvoude word 'n vermenigvuldiger vir elke halfreaksie gekies. Die oksidasie- en reduksievergelyking word daarmee vermenigvuldig.

Nou kan jy die twee balanse byvoeg deur die linker- en regterkante bymekaar te tel en die aantal elektrondeeltjies te verminder.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

In die resulterende vergelyking kan jy die getal H⁺ met 10 verminder: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Kontroleer die korrektheid van die ioonbalans deur die aantal suurstofatome voor en na die pyltjie te tel, wat gelyk is aan 8. Dit is ook nodig om die ladings van die finale en aanvanklike dele van die balans na te gaan: (+6) + (-2)=+4. As alles ooreenstem, dan is dit korrek.

Die halfreaksiemetode eindig met die oorgang van die ioniese notasie na die molekulêre vergelyking. Vir elke anioniese enkationiese deeltjie van die linkerkant van die balans, word 'n ioon teenoorgestelde in lading gekies. Dan word hulle na die regterkant oorgeplaas, in dieselfde bedrag. Nou kan ione in heel molekules gekombineer word.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Dit is moontlik om die metode van halfreaksies toe te pas, waarvan die algoritme neerkom op die skryf van 'n molekulêre vergelyking, tesame met die skryf van elektroniese tipe balanse.

Bepaling van oksideermiddels

Hierdie rol behoort aan ioniese, atoom- of molekulêre deeltjies wat negatief gelaaide elektrone aanvaar. Stowwe wat oksideer ondergaan vermindering in reaksies. Hulle het 'n elektroniese tekort wat maklik aangevul kan word. Sulke prosesse sluit redoks-halfreaksies in.

Nie alle stowwe het die vermoë om elektrone te aanvaar nie. Sterk oksideermiddels sluit in:

halogeenverteenwoordigers;
suur soos salpeter, selenium en swawelsuur;
kaliumpermanganaat, dichromaat, manganaat, chromaat;
mangaan en lood vierwaardige oksiede;
silwer en goud ionies;
gasvormige suurstofverbindings;
tweewaardige koper- en eenwaardige silweroksiede;
chloorbevattende soutkomponente;
koninklike vodka;
waterstofperoksied.

Bepaling van reduseermiddels

Hierdie rol behoort aan ioniese, atoom- of molekulêre deeltjies wat 'n negatiewe lading afgee. In reaksies ondergaan reducerende stowwe 'n oksiderende aksie wanneer elektrone uitgeskakel word.

Herstellende eienskappe het:

verteenwoordigers van baie metale;
swael-vierwaardige verbindings en waterstofsulfied;
gehalogeneerde sure;
yster-, chroom- en mangaansulfate;
tin tweewaardige chloried;
stikstofbevattende reagense soos salpetersuur, tweewaardige oksied, ammoniak en hidrasien;
natuurlike koolstof en sy tweewaardige oksied;
waterstofmolekules;
fosforsuur.

Voordele van die elektron-ioonmetode

Om redoksreaksies te skryf, word die halfreaksiemetode meer gereeld as die elektroniese vormbalans gebruik.

Dit is as gevolg van die voordele van die elektron-ioonmetode:

Wanneer jy 'n vergelyking skryf, oorweeg die werklike ione en verbindings wat in die oplossing bestaan.
Jy het dalk aanvanklik nie inligting oor die resulterende stowwe nie, dit word in die finale stadiums bepaal.
Oksidasiegraaddata is nie altyd nodig nie.
Danksy die metode kan jy die aantal elektrone wat aan halfreaksies deelneem, uitvind, hoe die pH van die oplossing verander.
Singulariteitprosesse en die struktuur van die resulterende stowwe.

Halfreaksies in suuroplossing

Die uitvoer van berekeninge met 'n oormaat waterstofione gehoorsaam die hoofalgoritme. Die metode van halfreaksies in 'n suurmedium begin met die optekening van die samestellende dele van enige proses. Dan word hulle uitgedruk in die vorm van vergelykings van die ioniese vorm met die balans van atoom- en elektroniese lading. Prosesse van 'n oksiderende en reducerende aard word afsonderlik aangeteken.

Om atoom suurstof in die rigting van reaksies met sy oormaat gelyk te maak, word waterstofkatione ingebring. Die hoeveelheid H⁺ moet genoeg wees om molekulêre water te verkry. In die rigting van 'n gebrek aan suurstof, H₂O.

Voer dan die balans van waterstofatome en elektrone uit.

Hulle som die dele van die vergelykings voor en na die pyl op met die rangskikking van die koëffisiënte.

Verminder identiese ione en molekules. Die ontbrekende anioniese en kationiese deeltjies word by die reeds aangetekende reagense in die algehele vergelyking gevoeg. Hul nommer na en voor die pyl moet ooreenstem.

Die OVR-vergelyking (halfreaksiemetode) word as vervul beskou wanneer 'n klaargemaakte uitdrukking van 'n molekulêre vorm geskryf word. Elke komponent moet 'n sekere vermenigvuldiger hê.

Voorbeelde vir suur omgewings

Die interaksie van natriumnitriet met chloorsuur lei tot die produksie van natriumnitraat en soutsuur. Om die koëffisiënte te rangskik, word die metode van semi-reaksies gebruik, voorbeelde van die skryf van vergelykingsgeassosieer met die aanduiding van 'n suur omgewing.

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.

In hierdie proses word natriumnitraat uit nitriet gevorm, en soutsuur word uit chloorsuur gevorm. Die oksidasietoestand van stikstof verander van +3 na +5, en die lading van chloor +5 word -1. Beide produkte presipiteer nie.

Semi-reaksies vir alkaliese medium

Om berekeninge uit te voer met 'n oormaat hidroksiedione stem ooreen met berekeninge vir suuroplossings. Die metode van halfreaksies in 'n alkaliese medium begin ook met die uitdrukking van die samestellende dele van die proses in die vorm van ioniese vergelykings. Verskille word waargeneem tydens die belyning van die aantal atomiese suurstof. Dus, molekulêre water word by die kant van die reaksie met sy oormaat gevoeg, en hidroksied anione word by die teenoorgestelde kant gevoeg

Die koëffisiënt voor die H₂O-molekule toon die verskil in die hoeveelheid suurstof na en voor die pyl, en vir OH^{-ione dit is verdubbel. Tydens die oksidasie'n reagens wat as 'n reduseermiddel optree, verwyder O-atome van hidroksielanione.}

Die metode van halfreaksies eindig met die oorblywende stappe van die algoritme, wat saamval met prosesse wat 'n suur oormaat het. Die eindresultaat is 'n molekulêre vergelyking.

Alkaliese voorbeelde

Wanneer jodium met natriumhidroksied gemeng word, word natriumjodied en jodaat, watermolekules, gevorm. Om die balans van die proses te verkry, word die halfreaksiemetode gebruik. Voorbeelde vir alkaliese oplossings het hul eie besonderhede wat verband hou met die gelykmaking van atoom suurstof.

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.

Die resultaat van die reaksie is die verdwyning van die violetkleur van molekulêre jodium. Daar is 'n verandering in die oksidasietoestand van hierdie element van 0 na -1 en +5 met die vorming van natriumjodied en jodaat.

Reaksies in 'n neutrale omgewing

Gewoonlik is dit die naam van die prosesse wat plaasvind tydens die hidrolise van soute met die vorming van 'n effens suur (met 'n pH van 6 tot 7) of effens alkaliese (met 'n pH van 7 tot 8) oplossing.

Die halfreaksiemetode in 'n neutrale medium word in verskeie neergeskryfopsies.

Die eerste metode neem nie southidrolise in ag nie. Die medium word as neutraal geneem, en molekulêre water word aan die linkerkant van die pyl toegewys. In hierdie weergawe word een halfreaksie as suur geneem, en die ander as alkalies.

Die tweede metode is geskik vir prosesse waarin jy die benaderde waarde van die pH-waarde kan stel. Dan word die reaksies vir die ioon-elektronmetode in 'n alkaliese of suur oplossing oorweeg.

Voorbeeld van neutrale omgewing

Wanneer waterstofsulfied met natriumdichromaat in water gekombineer word, word 'n neerslag van swael, natrium en driewaardige chroomhidroksiede verkry. Dit is 'n tipiese reaksie vir 'n neutrale oplossing.

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^-. Waterstofkatione en hidroksied anione kombineer om 6 watermolekules te vorm. Hulle kan aan die regter- en linkerkant verwyder word, en laat die oormaat voor die pyl.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Aan die einde van die reaksie, 'n neerslag van blou chroomhidroksied en geelswael in alkaliese oplossing met natriumhidroksied. Die oksidasietoestand van die element S met -2 word 0, en die chroomlading met +6 word +3.