Polureakciona metoda: algoritam

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Zadnja izmjena: 2023-12-17 05:19

Mnogi hemijski procesi se odvijaju sa promenom oksidacionog stanja atoma koji formiraju jedinjenja koja reaguju. Pisanje jednadžbi za reakcije redoks tipa često je praćeno poteškoćama u raspoređivanju koeficijenata ispred svake formule tvari. U ove svrhe razvijene su tehnike koje se odnose na elektronski ili elektronsko-jonski balans distribucije naboja. Članak detaljno opisuje drugi način pisanja jednačina.

Metoda polureakcije, entitet

Takođe se naziva i elektron-jonska ravnoteža distribucije faktora koeficijenata. Metoda se zasniva na razmjeni negativno nabijenih čestica između aniona ili kationa u otopljenim medijima s različitim pH vrijednostima.

U reakcijama elektrolita oksidacionog i redukcionog tipa učestvuju joni sa negativnim ili pozitivnim nabojem. Molekularno-jonske jednadžbevrste, zasnovane na metodi polureakcija, jasno dokazuju suštinu svakog procesa.

Za formiranje ravnoteže koristi se posebna oznaka elektrolita jake veze kao jonske čestice, a slabih jedinjenja, gasova i taloga u obliku nedisociranih molekula. U sklopu sheme potrebno je navesti čestice u kojima se mijenja stepen njihove oksidacije. Za određivanje medija rastvarača u ravnoteži, kiseli (H⁺), alkalni (OH^-) i neutralni (H_{2O) uslovi.}

Za šta se koristi?

U OVR-u, metoda polu-reakcije je usmjerena na pisanje jonskih jednačina odvojeno za oksidativne i redukcijske procese. Konačni bilans će biti njihov zbroj.

Koraci izvršenja

Metoda polureakcije ima svoje specifičnosti pisanja. Algoritam uključuje sljedeće faze:

- Prvi korak je da zapišete formule svih reaktanata. Na primjer:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Zatim morate uspostaviti funkciju, sa hemijske tačke gledišta, svakog konstitutivnog procesa. U ovoj reakciji KMnO₄ djeluje kao oksidant, H₂S je redukcijski agens, a HCl definira kiselu sredinu.

- Treći korak je da se iz novog reda zapiše formule ionskih jedinjenja sa jakim elektrolitskim potencijalom, čiji atomi imaju promjenu u oksidacionom stanju. U ovoj interakciji, MnO₄^- djeluje kao oksidant, H₂S jeredukcioni reagens, a H⁺ ili oksonijum kation H₃O⁺ određuje kiselu sredinu. Gasovita, čvrsta ili slaba elektrolitička jedinjenja izražena su cijelim molekularnim formulama.

Poznavajući početne komponente, pokušajte odrediti koji će oksidacijski i redukcijski reagensi imati reducirane, odnosno oksidirane forme. Ponekad su konačne supstance već postavljene u uslove, što olakšava rad. Sljedeće jednadžbe pokazuju prijelaz H₂S (vodonik sulfid) u S (sumpor), i anjona MnO₄ ^{-do Mn cation}2+.

Da bi se izbalansirale atomske čestice u lijevom i desnom dijelu, u kiseli medij se dodaje vodonik kation H⁺ ili molekularna voda. Hidroksidni joni OH^- ili H₂O.

se dodaju u alkalnu otopinu

MnO₄^-→ Mn²⁺

U rastvoru, atom kiseonika iz manganatnih jona zajedno sa H⁺ formiraju molekule vode. Za izjednačavanje broja elemenata, jednačina se piše na sljedeći način: 2^{O + Mn}2+.

Zatim se vrši električno balansiranje. Da biste to učinili, uzmite u obzir ukupni iznos naplate u lijevom dijelu, ispada +7, a zatim na desnoj strani, ispada +2. Za balansiranje procesa, pet negativnih čestica se dodaje početnim supstancama: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Ovo rezultira smanjenjem polureakcije.

Sada slijedi proces oksidacije kako bi se izjednačio broj atoma. Za ovo, na desnoj stranidodati hidrogen katione: H₂S → 2H⁺ + S.

Nakon što se naplate izjednače: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Može se vidjeti da su dvije negativne čestice oduzete od polaznih spojeva. Ispada polureakcija oksidativnog procesa.

Zapišite obje jednačine u kolonu i izjednačite date i primljene naplate. Prema pravilu za određivanje najmanjih umnožaka, za svaku polureakciju bira se množitelj. Jednačina oksidacije i redukcije se množi s tim.

Sada možete dodati dva balansa dodavanjem lijeve i desne strane i smanjenjem broja elektronskih čestica.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

U rezultirajućoj jednačini, možete smanjiti broj H⁺ za 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Provjera ispravnosti jonskog bilansa prebrojavanjem broja atoma kisika prije i poslije strelice, koji je jednak 8. Također je potrebno provjeriti naboje završnog i početnog dijela ravnoteže: (+6) + (-2)=+4. Ako se sve poklapa, onda je tačno.

Metoda polu-reakcije završava se prijelazom sa jonske notacije na molekularnu jednačinu. Za svaki anjonski ikatjonske čestice lijeve strane vage, odabire se ion suprotnog naboja. Zatim se prenose na desnu stranu, u istom iznosu. Sada se joni mogu kombinovati u cijele molekule.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Moguća je primjena metode polu-reakcija, čiji se algoritam svodi na pisanje molekularne jednadžbe, uz pisanje ravnoteže elektronskog tipa.

Određivanje oksidirajućih sredstava

Ova uloga pripada jonskim, atomskim ili molekularnim česticama koje prihvataju negativno nabijene elektrone. Supstance koje oksidiraju podliježu redukciji u reakcijama. Imaju elektronski nedostatak koji se lako može popuniti. Takvi procesi uključuju redoks polu-reakcije.

Nemaju sve supstance sposobnost da prihvate elektrone. Jaka oksidirajuća sredstva uključuju:

halogen predstavnici;
kiselina poput azotne, selenske i sumporne;
kalijev permanganat, dihromat, manganat, kromat;
mangan i olovo tetravalentni oksidi;
srebro i zlato jonsko;
gasovita jedinjenja kiseonika;
divalentni bakar i monovalentni oksidi srebra;
komponente soli koje sadrže klor;
kraljevska votka;
vodikov peroksid.

Određivanje redukcionih agenasa

Ova uloga pripada jonskim, atomskim ili molekularnim česticama koje daju negativan naboj. U reakcijama, redukcijske supstance podliježu oksidacijskom djelovanju kada se eliminiraju elektroni.

Restorativna svojstva imaju:

predstavnici mnogih metala;
četvorovalentna jedinjenja sumpora i sumporovodik;
halogenirane kiseline;
sulfati gvožđa, hroma i mangana;
divalentni klorid kositra;
reagensi koji sadrže dušik kao što su dušična kiselina, dvovalentni oksid, amonijak i hidrazin;
prirodni ugljen i njegov dvovalentni oksid;
molekule vodonika;
fosforna kiselina.

Prednosti elektronsko-jonske metode

Za pisanje redoks reakcija, metoda polureakcije se koristi češće od ravnoteže elektronskog oblika.

To je zbog prednosti elektronsko-jonske metode:

Kada pišete jednačinu, uzmite u obzir stvarne jone i jedinjenja koja postoje u rastvoru.
Možda u početku nećete imati informacije o nastalim supstancama, one se utvrđuju u završnim fazama.
Podaci o stupnju oksidacije nisu uvijek potrebni.
Zahvaljujući metodi možete saznati broj elektrona koji učestvuju u polureakcijama, kako se mijenja pH otopine.
Singularnostprocesi i struktura nastalih supstanci.

Polureakcije u kiseloj otopini

Izvođenje proračuna sa viškom vodonikovih jona je u skladu sa glavnim algoritmom. Metoda polureakcija u kiselom mediju počinje snimanjem sastavnih dijelova bilo kojeg procesa. Zatim se izražavaju u obliku jednadžbi jonskog oblika sa ravnotežom atomskog i elektronskog naboja. Procesi oksidirajuće i redukcione prirode se bilježe odvojeno.

Da bi se atomski kiseonik izjednačio u pravcu reakcija sa njegovim viškom, uvode se katjoni vodonika. Količina H⁺ trebala bi biti dovoljna za dobijanje molekularne vode. U pravcu nedostatka kiseonika, H₂O.

Zatim izvršite ravnotežu atoma vodika i elektrona.

Oni sumiraju dijelove jednadžbi prije i poslije strelice sa rasporedom koeficijenata.

Smanjite identične jone i molekule. Anjonske i kationske čestice koje nedostaju dodaju se već snimljenim reagensima u ukupnoj jednačini. Njihov broj iza i prije strelice mora odgovarati.

OVR jednačina (metoda polu-reakcije) smatra se ispunjenom kada se piše gotov izraz molekularne forme. Svaka komponenta mora imati određeni množitelj.

Primjeri za kisela okruženja

Interakcija natrijum nitrita sa hlornom kiselinom dovodi do proizvodnje natrijum nitrata i hlorovodonične kiseline. Za sređivanje koeficijenata koristi se metoda polureakcija, primjeri pisanja jednadžbipovezano sa označavanjem kiselog okruženja.

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}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

U ovom procesu, natrijum nitrat se formira iz nitrita, a hlorovodonična kiselina se formira iz hlorične kiseline. Oksidacijsko stanje dušika mijenja se od +3 do +5, a naboj hlora +5 postaje -1. Oba proizvoda se ne talože.

Polureakcije za alkalni medij

Izvođenje proračuna sa viškom hidroksidnih jona odgovara proračunima za kisele otopine. Metoda polureakcija u alkalnom mediju također počinje izražavanjem sastavnih dijelova procesa u obliku jonskih jednačina. Razlike se uočavaju tokom usklađivanja broja atomskog kiseonika. Dakle, molekularna voda se dodaje na stranu reakcije sa svojim viškom, a hidroksidni anjoni se dodaju na suprotnu stranu.

Koeficijent ispred H₂O molekula pokazuje razliku u količini kisika iza i prije strelice, a za OH^{-jona se udvostručuje. Tokom oksidacijereagens koji djeluje kao redukcijski agens uklanja O atome iz hidroksil aniona.}

Metoda polureakcija završava se preostalim koracima algoritma, koji se poklapaju sa procesima koji imaju kiseli višak. Krajnji rezultat je molekularna jednadžba.

Alkalni primjeri

Kada se jod pomeša sa natrijum hidroksidom, formiraju se natrijum jodid i jodat, molekuli vode. Da bi se postigao balans procesa, koristi se metoda polureakcije. Primjeri za alkalne otopine imaju svoje specifičnosti povezane sa izjednačavanjem atomskog kisika.

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.

Rezultat reakcije je nestanak ljubičaste boje molekularnog joda. Dolazi do promjene oksidacijskog stanja ovog elementa od 0 do -1 i +5 sa stvaranjem natrijum jodida i jodata.

Reakcije u neutralnom okruženju

Obično se nazivaju procesi koji se odvijaju tokom hidrolize soli sa stvaranjem blago kisele (s pH od 6 do 7) ili blago alkalne (sa pH od 7 do 8) rastvora.

Metoda polureakcije u neutralnom mediju je zapisana u nekolikoopcije.

Prva metoda ne uzima u obzir hidrolizu soli. Medij se uzima kao neutralan, a molekularna voda je dodijeljena lijevo od strelice. U ovoj verziji, jedna polureakcija se uzima kao kisela, a druga kao alkalna.

Druga metoda je pogodna za procese u kojima možete postaviti približnu vrijednost pH vrijednosti. Zatim se razmatraju reakcije za ionsko-elektronsku metodu u alkalnoj ili kiseloj otopini.

Primjer neutralnog okruženja

Kada se sumporovodik kombinuje sa natrijum dihromatom u vodi, dobija se talog sumpornog, natrijumovog i trovalentnog hrom hidroksida. Ovo je tipična reakcija za neutralno rješenje.

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^-. Kationi vodika i hidroksidni anioni se spajaju u 6 molekula vode. Mogu se ukloniti sa desne i lijeve strane, ostavljajući višak ispred strelice.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Na kraju reakcije, talog plavog krom hidroksida i žutogsumpor u alkalnom rastvoru sa natrijum hidroksidom. Oksidacijsko stanje elementa S sa -2 postaje 0, a naboj hroma sa +6 postaje +3.