Pusiau reakcijos metodas: algoritmas

2024 Autorius: Angel Austin | [email protected]. Paskutinį kartą keistas: 2023-12-17 05:34

Daugelis cheminių procesų vyksta keičiantis atomų, sudarančių reaguojančius junginius, oksidacijos būsenoms. Redokso tipo reakcijų lygčių rašymas dažnai lydi sunkumų išdėstant koeficientus prieš kiekvieną medžiagų formulę. Šiems tikslams buvo sukurti metodai, susiję su krūvio pasiskirstymo elektroniniu arba elektronų jonų balansu. Straipsnyje išsamiai aprašomas antrasis lygčių rašymo būdas.

Pusiaus reakcijos metodas, subjektas

Jis taip pat vadinamas koeficientų faktorių pasiskirstymo elektronų-jonų balansu. Metodas pagrįstas neigiamo krūvio dalelių mainais tarp anijonų arba katijonų ištirpusiose terpėse, kurių pH vertės skiriasi.

Oksiduojančio ir redukuojančio tipo elektrolitų reakcijose dalyvauja jonai, turintys neigiamą arba teigiamą krūvį. Molekulinės-joninės lygtystipai, pagrįsti pusiau reakcijų metodu, aiškiai įrodo bet kokio proceso esmę.

Siekiant sukurti pusiausvyrą, naudojamas specialus stiprios grandies elektrolitų žymėjimas kaip joninės dalelės, o silpni junginiai, dujos ir nuosėdos nedisocijuotų molekulių pavidalu. Kaip schemos dalį būtina nurodyti daleles, kuriose keičiasi jų oksidacijos laipsnis. Norint nustatyti tirpiklio terpę balanse, rūgštinę (H⁺), šarminę (OH^-) ir neutralią (H_{2O) sąlygos.}

Kam jis naudojamas?

OVR pusinės reakcijos metodu siekiama atskirai parašyti jonines lygtis oksidaciniams ir redukcijos procesams. Galutinis likutis bus jų suma.

Vykdymo veiksmai

Pusinės reakcijos metodas turi savo rašymo ypatumus. Algoritmą sudaro šie etapai:

- Pirmas žingsnis yra užrašyti visų reagentų formules. Pavyzdžiui:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Tada reikia nustatyti kiekvieno sudedamojo proceso funkciją cheminiu požiūriu. Šioje reakcijoje KMnO₄ veikia kaip oksidatorius, H₂S yra reduktorius, o HCl apibrėžia rūgštinę aplinką.

- Trečias žingsnis – iš naujos eilutės užrašyti joniškai reaguojančių junginių, turinčių stiprų elektrolito potencialą, formules, kurių atomų oksidacijos būsenos pakitusios. Šioje sąveikoje MnO₄^- veikia kaip oksidatorius, H₂S yraredukuojantis reagentas, o H⁺ arba oksonio katijonas H₃O⁺ nustato rūgštinę aplinką. Dujiniai, kieti arba silpni elektrolitiniai junginiai išreiškiami ištisomis molekulinėmis formulėmis.

Žinodami pradinius komponentus, pabandykite nustatyti, kurie oksiduojantys ir redukuojantys reagentai turės atitinkamai redukuotą ir oksiduotą formą. Kartais galutinės medžiagos jau būna nustatytos sąlygose, o tai palengvina darbą. Šios lygtys rodo H₂S (vandenilio sulfido) perėjimą į S (sierą) ir anijoną MnO₄ ^{-iki Mn katijono}2+.

Norint subalansuoti atomines daleles kairėje ir dešinėje, į rūgštinę terpę įpilama vandenilio katijono H⁺ arba molekulinio vandens. Į šarminį tirpalą pridedami hidroksido jonai OH^- arba H₂O.

MnO₄^-→ Mn²⁺

Tirpale deguonies atomas iš manganato jonų kartu su H⁺ sudaro vandens molekules. Norėdami išlyginti elementų skaičių, lygtis rašoma taip: 2^{O + Mn}2+.

Tada atliekamas elektros balansavimas. Norėdami tai padaryti, apsvarstykite bendrą mokesčių sumą kairiajame skyriuje, pasirodo +7, o tada dešinėje - +2. Norint subalansuoti procesą, prie pradinių medžiagų pridedamos penkios neigiamos dalelės: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Dėl to sumažėja pusinė reakcija.

Dabar vyksta oksidacijos procesas, kad būtų išlygintas atomų skaičius. Norėdami tai padaryti, dešinėje pusėjepridėti vandenilio katijonų: H₂S → 2H⁺ + S.

Išlyginus mokesčius: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Matyti, kad iš pradinių junginių atimamos dvi neigiamos dalelės. Pasirodo, pusiau oksidacinio proceso reakcija.

Užrašykite abi lygtis į stulpelį ir išlyginkite pateiktus ir gautus mokesčius. Pagal mažiausių kartotinių nustatymo taisyklę kiekvienai pusinei reakcijai parenkamas daugiklis. Oksidacijos ir redukcijos lygtis padauginama iš jos.

Dabar galite pridėti du balansus, sudėję kairę ir dešinę puses ir sumažindami elektronų dalelių skaičių.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

Gautoje lygtyje galite sumažinti skaičių H⁺ 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Jonų balanso teisingumo tikrinimas skaičiuojant deguonies atomų skaičių prieš ir po rodyklės, kuris lygus 8. Taip pat būtina patikrinti balanso galutinės ir pradinės dalių krūvius: (+6) + (-2)=+4. Jei viskas sutampa, vadinasi, teisinga.

Pusinės reakcijos metodas baigiasi perėjimu nuo joninio žymėjimo prie molekulinės lygties. Kiekvienam anijoniniam irbalanso kairiosios pusės katijoninė dalelė, pasirenkamas priešingas krūvis jonas. Tada jie perkeliami į dešinę pusę tokiu pat kiekiu. Dabar jonai gali būti sujungti į visas molekules.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Galima taikyti pusinių reakcijų metodą, kurio algoritmas susiveda į molekulinės lygties užrašymą kartu su elektroninio tipo balansų užrašymu.

Oksidatorių nustatymas

Šis vaidmuo priklauso joninėms, atominėms arba molekulinėms dalelėms, kurios priima neigiamai įkrautus elektronus. Medžiagos, kurios oksiduojasi, redukuojasi reakcijų metu. Jie turi elektroninį trūkumą, kurį galima lengvai užpildyti. Tokie procesai apima redokso pusines reakcijas.

Ne visos medžiagos turi galimybę priimti elektronus. Stiprūs oksidatoriai:

• halogeniniai atstovai;
• rūgštys, pvz., azoto, seleno ir sieros;
• kalio permanganatas, dichromatas, manganatas, chromatas;
• mangano ir švino keturiavalenčiai oksidai;
• joninis sidabras ir auksas;
• dujiniai deguonies junginiai;
• dvivalenčio vario ir vienavalenčio sidabro oksidai;
• chloro turintys druskos komponentai;
• karališka degtinė;
• vandenilio peroksidas.

Reduktorių nustatymas

Šis vaidmuo priklauso joninėms, atominėms arba molekulinėms dalelėms, kurios skleidžia neigiamą krūvį. Reakcijų metu redukuojančios medžiagos oksiduojasi, kai pašalinami elektronai.

Atkuriamosios savybės turi:

• daugelio metalų atstovai;
• keturiavalenčiai sieros junginiai ir vandenilio sulfidas;
• halogenintos rūgštys;
• geležies, chromo ir mangano sulfatai;
• alavo dvivalentis chloridas;
• reagentai, kurių sudėtyje yra azoto, pvz., azoto rūgštis, dvivalentis oksidas, amoniakas ir hidrazinas;
• natūrali anglis ir jos dvivalentis oksidas;
• vandenilio molekulės;
• fosforo rūgštis.

Elektronų jonų metodo privalumai

Reakcijos redukcijai rašyti dažniau naudojamas pusinės reakcijos metodas nei elektroninės formos balansas.

Taip yra dėl elektronų jonų metodo pranašumų:

1. Rašydami lygtį, atsižvelkite į tikrus tirpale esančius jonus ir junginius.
2. Iš pradžių galite neturėti informacijos apie gaunamas medžiagas, jos nustatomos paskutiniuose etapuose.
3. Oksidacijos laipsnio duomenys ne visada reikalingi.
4. Metodo dėka galite sužinoti pusinės reakcijose dalyvaujančių elektronų skaičių, kaip kinta tirpalo pH.
5. Singuliarumasprocesai ir susidarančių medžiagų struktūra.

Pusinės reakcijos rūgšties tirpale

Atliekant skaičiavimus su vandenilio jonų pertekliumi, laikomasi pagrindinio algoritmo. Pusinių reakcijų metodas rūgštinėje terpėje prasideda registruojant bet kurio proceso sudedamąsias dalis. Tada jie išreiškiami joninės formos lygtimis su atominio ir elektroninio krūvio pusiausvyra. Oksiduojančio ir redukuojančio pobūdžio procesai registruojami atskirai.

Norint išlyginti atominį deguonį reakcijų su jo perteklium kryptimi kryptimi, įvedami vandenilio katijonai. H⁺ kiekio turėtų pakakti molekuliniam vandeniui gauti. Deguonies trūkumo kryptimi H₂O.

Tada atlikite vandenilio atomų ir elektronų pusiausvyrą.

Jie susumuoja lygčių dalis prieš ir po rodyklės su koeficientų išdėstymu.

Sumažinkite identiškus jonus ir molekules. Trūkstančios anijoninės ir katijoninės dalelės pridedamos prie jau įrašytų reagentų bendroje lygtyje. Jų skaičius po ir prieš rodyklę turi sutapti.

OVR lygtis (pusės reakcijos metodas) laikoma įvykdyta, kai rašoma paruošta molekulinės formos išraiška. Kiekvienas komponentas turi turėti tam tikrą daugiklį.

Rūšios aplinkos pavyzdžiai

Natrio nitritui sąveikaujant su chloro rūgštimi susidaro natrio nitratas ir druskos rūgštis. Koeficientams išdėstyti naudojamas pusreakcijų metodas, lygčių rašymo pavyzdžiaisusijęs su rūgščios aplinkos nurodymu.

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.

Šiame procese iš nitrito susidaro natrio nitratas, o iš chloro rūgšties – druskos rūgštis. Azoto oksidacijos būsena keičiasi nuo +3 iki +5, o chloro krūvis +5 tampa -1. Abu produktai nenusėda.

Šarminei terpei skirtos pusiau reakcijos

Skaičiavimai su hidroksido jonų pertekliumi atitinka rūgščių tirpalų skaičiavimus. Pusinių reakcijų metodas šarminėje terpėje taip pat prasideda proceso sudedamųjų dalių išreiškimu joninėmis lygtimis. Skirtumai pastebimi derinant atominio deguonies skaičių. Taigi molekulinis vanduo pridedamas prie reakcijos pusės su jo pertekliumi, o hidroksido anijonai pridedami prie priešingos pusės.

Koeficientas prieš H₂O molekulę rodo deguonies kiekio skirtumą po ir prieš rodyklę, o OH^{-jonų jis padvigubinamas. Oksidacijos metureagentas, kuris veikia kaip reduktorius, pašalina O atomus iš hidroksilo anijonų.}

Pusinių reakcijų metodas baigiasi likusiais algoritmo žingsniais, kurie sutampa su procesais, kuriuose yra rūgšties perteklius. Galutinis rezultatas yra molekulinė lygtis.

Šarmų pavyzdžiai

Jodą sumaišius su natrio hidroksidu, susidaro natrio jodidas ir jodatas, vandens molekulės. Norint gauti proceso pusiausvyrą, naudojamas pusinės reakcijos metodas. Šarminių tirpalų pavyzdžiai turi savo specifiką, susietą su atominio deguonies išlyginimu.

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.

Reakcijos rezultatas – molekulinio jodo violetinės spalvos išnykimas. Susidarant natrio jodidui ir jodatui, šio elemento oksidacijos būsena pakinta nuo 0 iki -1 ir +5.

Reakcijos neutralioje aplinkoje

Paprastai taip vadinami procesai, vykstantys druskų hidrolizės metu, kai susidaro šiek tiek rūgštus (pH nuo 6 iki 7) arba silpnai šarminis (kurio pH nuo 7 iki 8) tirpalas..

Pusinės reakcijos metodas neutralioje terpėje užrašytas keliaisparinktys.

Pirmuoju metodu neatsižvelgiama į druskos hidrolizę. Terpė laikoma neutralia, o molekulinis vanduo priskiriamas rodyklės kairėje. Šiame variante viena pusinė reakcija laikoma rūgštine, o kita – šarmine.

Antrasis metodas tinka procesams, kuriuose galite nustatyti apytikslę pH vertės reikšmę. Tada jonų-elektronų metodo reakcijos nagrinėjamos šarminiame arba rūgštiniame tirpale.

Neutralios aplinkos pavyzdys

Kai vandenilio sulfidas sumaišomas su natrio dichromatu vandenyje, susidaro sieros, natrio ir trivalenčių chromo hidroksidų nuosėdos. Tai tipiška neutralaus tirpalo reakcija.

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^-. Vandenilio katijonai ir hidroksido anijonai susijungia ir sudaro 6 vandens molekules. Juos galima nuimti iš dešinės ir kairės pusės, o perteklių paliekant prieš rodyklę.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Reakcijos pabaigoje mėlyno chromo hidroksido ir geltonos spalvos nuosėdossiera šarminiame tirpale su natrio hidroksidu. Elemento S oksidacijos laipsnis su -2 tampa 0, o chromo krūvis su +6 tampa +3.