Metoda jumătate de reacție: Algoritmul

Multe procese chimice testate cu grade schimbare de oxidare a atomilor care formează compusul reactiv. Scrierea reacțiilor ecuații de tip redox este adesea însoțită de dificultăți în stabilirea coeficienților, înainte de fiecare formulă de substanțe. În acest scop, au fost dezvoltate metode referitoare la balanța de distribuție electronică de încărcare sau electronică-ionic. Articolul descrie al doilea modul în sus ecuațiile.

Metoda jumătate de reacție, esența

El a numit, de asemenea, electron-ion multiplicatori coeficientul de distribuție de echilibru. Bazat pe metoda schimbului de particule încărcate negativ între anioni sau cationi în mediul de dizolvare cu valori diferite ale pH-ului.

În reacțiile oxidative și electroliților reductive tip implicat cu ioni negativi sau sarcină pozitivă. Ecuațiile specii ionice moleculare, jumătate metoda de reacție pe bază este implicată, demonstrează în mod clar esența oricărui proces.

Pentru a forma echilibrul electrolitilor folosind o notație legătură specială puternică ca particule ionice și conexiuni în vrac, și depozite de gaze sub formă de molecule nedisociate. Compoziția trebuie să indice circuite de particule care schimbă gradul lor de oxidare. Pentru a determina mediul de dizolvare in echilibru denota acid (H ^+), alcaline (OH ^-) ₍₂ O H) condiții și neutre.

Pentru ce folos?

Metoda WRA este direcționată către ecuațiile de jumătate de reacție de scriere ionic separat pentru procesele de oxidare și de reducere. Soldul final va fi suma lor.

etapele de punere în aplicare

Scriere are metoda sa de o jumătate de reacție particularități proprii. Algoritmul cuprinde următoarele etape:

- Primul pas este de a scrie formule pentru toți reactanții. De exemplu:

H ₂ S + KMnO ₄ + HCI

- Atunci trebuie să instalați caracteristica din punct de vedere chimic, fiecare componentă a procesului. În această reacție, KMnO ₄ acționează ca comburant, H ₂ S este un agent de reducere și HCl definește un mediu acid.

- Al treilea pas ar trebui să fie scris pe o formulă nouă linie de compuși ionici care reacționează cu un potențial electrolit puternic în atomii de care există o schimbare de grade de oxidare. În această reacție MnO ₄ ^- acționează ca un agent de oxidare, _H2 S este reducerea reactiv și H ⁺ oxoniu cation sau H ₃ O ⁺ definește un mediu acid. Compusul electrolitic gazos, solid sau slab exprimat formule moleculare intacte.

Cunoașterea componentelor de pornire, pentru a încerca să determine ce tip de oxidare și agent de reducere va fi redusă și formă oxidată, respectiv. Uneori substanțele finale au fost deja specificate în condițiile, care ușurează munca. Următoarele ecuații indică tranziția H ₂ S (hidrogen sulfurat) la S (sulf) și anion MnO ₄ ^- la Mn ²⁺ cation.

Pentru echilibrul particulelor atomice în porțiunea din stânga și dreapta în mediu acid este adăugat cation hidrogen H ⁺ sau apă molecular. Soluția alcalină s - a adăugat ioni de hidroxid OH ^- sau H ₂ O.

MnO ₄ ^- → Mn2 ⁺

Într - o soluție de un atom de oxigen , împreună cu moleculele de apă ioni manganatnyh formă H ^+. Pentru egalizarea numărul de elemente este scris ca ecuația: 8H ⁺ MnO ₄ ^- → 4H ₂ O + Mn ^2+.

Apoi, de echilibrare se realizează de energie electrică. Pentru a face acest lucru, ia în considerare cantitatea totală de încărcare rămasă în zonă, se transformă șapte, și apoi în partea dreaptă, două ieșiri. Pentru a echilibra procesul se adaugă la materiile prime cinci particule negative: 8H ^{+ +} MnO ₄ ^- + 5e ^- → 4H ₂ O + Mn ^2+. Se pare că o jumătate de reacție a recupera.

Acum egaliza numărul de atomi pentru a fi proces de oxidare. La aceasta se adaugă la dreapta cationii de hidrogen lateral: H ₂ S → 2H ^{+ +} S.

După efectuarea de egalizare de încărcare: H ₂ S -2E ^- → 2H ^{+ +} S. Se observă că compușii inițiali care consumă două particule negative. Se pare că o jumătate de reacție a procesului de oxidare.

Se înregistrează două ecuații într-o coloană și linia de distribuție și taxele acceptate. Conform regulii determinarea puțin multiple este selectat pentru fiecare jumătate de reacție multiplicatorul. Acesta se înmulțește cu oxidativă și ecuația reductive.

Acum este posibil să se realizeze însumarea celor două foi, pliate stânga și dreapta împreună și reducerea numărului de specii electronice.

8H ⁺ MnO ₄ ^- + 5e ^- → 4H ₂ O + Mn ²⁺ | 2

H ₂ ^{S -2E - → 2H + + S} | 5

16H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H ₂ S → 8H ₂ ^{O + 2Mn 2+ + 10H + +} 5S

Ecuația rezultată poate reduce numărul de H ⁺ 10: 6H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H ₂ S → 8H ₂ O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Verificam corectitudinea echilibrului ionic prin numărarea numărului de atomi de oxigen la săgeți și după aceasta, care este egal cu 8. Este de asemenea necesar să se verifice tarifele finale, iar partea inițială a soldului: (6) + (-2) = 4. Dacă totul se potrivește, este scris corect.

Metoda jumătate de reacție se termină cu trecerea de la înregistrarea ionului molecular în ecuație. Pentru fiecare particulă porțiunea anion și cation soldului stânga pe sarcină opusă ionului selectat. Apoi, acestea sunt transferate pe partea dreaptă, în aceeași cantitate. Acum, ionii pot fi conectate la întreaga moleculă.

6H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H ₂ S → 8H ₂ O + 2Mn ²⁺ + 5S

^{6CL - + 2K + → 6CL -} + 2K +

H ₂ S + KMnO ₄ + 6HCl → 8H ₂ O + 2MnCl ₂ + 5S + 2KCl.

Se aplică metoda de jumătăți de reacții, algoritmul care este de a scrie ecuația moleculare, se poate, împreună cu tipul de scriere balanțe electronice.

Determinarea agenților de oxidare

Un astfel de rol este jucat de entități ionice, atomice sau moleculare care primesc electroni încărcați negativ. Substanțe oxidante sunt supuse restaurării în reacțiile. Ei au dezavantaj electronice, care pot fi ușor de umplut. Astfel de procese includ reacția redox jumătate.

Nu toate substanțele au capacitatea de a atașa electroni. Prin reactivi oxidanți puternici includ:

• reprezentanți halogen;
• acid cum ar fi azotic, sulfuric și seleniu;
• permanganat de potasiu, dicromat, manganatny, cromatul;
• mangan tetravalent și oxizi de plumb;
• argint și ion de aur;
• oxigen gazos compus;
• bivalent oxizi de cupru și argint monovalent;
• Componente de sare care conțin clor;
• regal vodca;
• peroxid de hidrogen.

Determinarea reducerii

Acest rol aparține ionic, pentru particule atomice sau moleculare, care dau o sarcină negativă. In reacțiile de reducere a substanțelor sunt supuse efectului oxidativ asupra clivajului electronilor.

Au proprietăți de reducere :

• Reprezentanții multor metale;
• compuși cu sulf tetravalent și hidrogen sulfurat;
• acizi halogen;
• fier, crom, și sulfat de mangan;
• clorură de staniu;
• agenți cum ar fi conținând azot azotos de acid, oxid de staniu, hidrazină și amoniac;
• carbon natural și oxidul bivalent;
• molecula de hidrogen;
• acid fosforos.

Avantajele metodei de electron-ion

Pentru a scrie o reacție redox, metoda jumătate de reacție este folosit mai des decât soldul tip electronic.

Acest lucru se datorează avantajelor metoda electron-ion :

1. La momentul scrierii ecuației considerând ionii reale și compuși care există ca parte a soluției.
2. Nu puteți avea inițial informații despre primirea compusului, acestea sunt determinate în etapele finale.
3. Nu este întotdeauna datele necesare cu privire la gradul de oxidare.
4. Datorită metodei este posibil să se cunoască numărul de electroni implicați în jumătate de reacție ca schimbarea valorii pH-ului soluției.
5. Prin ecuațiile reduse de specii ionice studiate caracteristica proceselor și structurii compușilor rezultați.

Jumătate de reacție în soluție de acid

Desfasurarea calculelor cu ioni de hidrogen în exces se supune algoritmul de bază. Metoda jumătate de reacție, în mediu acid, cu o înregistrare a începe o parte a oricărui proces. Apoi au fost exprimate sub forma ecuațiile speciilor ionice în conformitate cu soldul taxei atomice și electronice. înregistrate separat procesele de oxidare și caracterul reductiv.

Pentru a alinia oxigenul atomic în alta reacții cu un exces aduce cationi sale hidrogen. Cantitățile de H ⁺ ar trebui să fie suficientă pentru a obține apa molecular. În afară deficit de oxigen atribuit H ₂ O.

Apoi a realizat balanța de atomi de hidrogen și electroni.

Faceti o însumare de ecuații înainte și după săgeata cu aranjamentul coeficienților.

Se efectuează aceeași reducere a ionilor și moleculelor. Prin reactivi deja înregistrate într-un adaos total de ecuații lipsă funcționează anionice și cationice specii. Numărul acestora înainte și după săgeata trebuie să se potrivească.

Ecuația OVR (metoda jumătate de reacție) este considerată îndeplinită atunci când scrie o expresie finită a speciilor moleculare. Pe lângă fiecare componentă trebuie să fie un anumit factor.

Exemple de condiții acide

Reacția de nitrit de sodiu cu acid clorhidric conduce la producerea de nitrat de sodiu și acid clorhidric. Pentru dispunerea coeficienților utilizând metoda de jumătăți de reacții, exemple de ecuații de scriere asociate cu indicarea mediului acid.

NaNO ₂ + HClO ₃ → NaNO ₃ + HCI

ClO ₃ ^{- + 6H + + 6e - →} 3H ₂ O + CI ^- | 1

NO ₂ ^- + H ₂ O ^- 2e - → NO ₃ ^{- +} 2H + | 3

ClO ₃ ^{- +} 6H + + 3H ₂ O + 3NO ₂ ^- → 3H ₂ O + Cl ^- + 3NO ₃ ^{- +} 6H +

ClO ₃ ^- + 3NO ₂ ^- → Cl ^- + 3NO ₃ ^-

^{3NA + + H + → 3NA +} + H +

3NaNO ₂ + HClO ₃ → 3NaNO ₃ + HCI.

In acest procedeu, se obține un nitrit de nitrat de sodiu și din acidul cloric, au format o sare. Modificări grad de oxidare cu azot la 3 la 5, iar încărcătura de clor 5 devine -1. Ambele produse nu formează un precipitat.

Jumătate de reacție la un mediu alcalin

Efectuarea de calcule când ioni de hidroxid în exces corespunde calculelor pentru soluții acide. Metoda jumătate de reacție, în mediu alcalin, de asemenea, să înceapă să-și exprime componentele procesului sub formă de ecuații ionice. Diferențele observate în timpul alinierii oxigenului atomic. Astfel, în afară de reacția sa cu exces molecular aduce apă, și în partea opusă anionii de hidroxid adaugă.

Coeficientul de molecula de H ₂ O indică diferența în cantitatea de oxigen înainte și după săgeată și pentru ionii OH ^- l dublu. In timpul agent de oxidare care acționează ca agent de reducere ia atomi de O de anioni hidroxil.

Metoda de reacție jumătate termină efectuarea etapelor rămase ale algoritmului, care coincid cu procesele care au un exces de acid. Rezultatul final este ecuatia speciilor moleculare.

Exemple pentru mediu alcalin

Când amestecul de iod cu hidroxid format iodură și iodat de sodiu de sodiu, a moleculelor de apă. Pentru procesul de echilibru folosind metoda jumătate de reacție. Exemple de soluții alcaline au specificul lor legate de egalizare oxigenului atomic.

NaOH + I ₂ → NaI + NaIO ₃ + H ₂ O

I + e ^- → I ^- | 5

^{6OH - + I - 5e - →} I - + 3H ₂ O + IO ₃ ^- | 1

I + 5I + 6OH ^- → 3H ₂ O + 5I ^- + IO ₃ ^-

6NA ⁺ → Na ^{+ + +} 5NA

6NaOH + 3I ₂ → 5NaI + NaIO ₃ + 3H ₂ O.

Rezultatul reacției este dispariția colorației violet de iod molecular. Există o stare de oxidare schimbare a elementului de la 0 la 1 și 5 pentru a forma iodat iodură de sodiu.

Reacție într-un mediu neutru

De obicei se referă la procesele care au loc în hidroliză pentru a forma săruri acide slabe (cu o valoare pH între 6 și 7) sau ușor bazic (până la pH 7 la 8) soluție.

jumătate metodă de reacție într-un mediu neutru este înregistrat în mai multe versiuni.

În prima metodă nu ia în considerare hidroliza sării. Mediul este luat ca neutru și la stânga săgeții atribut apă moleculare. În această realizare, jumătate reacțiile iau acid, și o alta - pentru alcaline.

A doua metodă este adecvată pentru procesele în care este posibil să se stabilească valoarea pH-ului aproximativă. Apoi, reacția pentru metoda de ion-electron privit într-o soluție alcalină sau acidă.

mediu neutru EXEMPLU

Când compus hidrogen sulfurat cu bicromat de sodiu în apă se obține sulf precipitat, sodiu și hidroxid de crom trivalent. Acesta este un răspuns tipic pentru o soluție neutră.

Na ₂ Cr ₂ O ₇ + H ₂ S + H2O → NaOH + S + Cr (OH) ₃

H ₂ ^{S - 2e - → S + H} + | 3

7H ₂ O + Cr ₂ O ₇ ^{2 + 6e - → 8OH - +} 2CR (OH) ₃ | 1

7H ₂ O + 3H ₂ S + Cr ₂ O ₇ ^{2- → 3H + + 3S + 2CR} (OH) ₃ + 8OH ^-. cationii de hidrogen și anioni de hidroxid atunci când sunt combinate, formează un 6 molecule de apă. Ele pot fi îndepărtate în dreapta și la stânga, lăsând surplusul de săgeată.

H ₂ O + 3H ₂ S + Cr ₂ O ₇ ^2- → 3S + 2CR (OH) ₃ + 2OH ^-

2Na ⁺ → 2Na ⁺

Na ₂ Cr ₂ O ₇ + 3H ₂ S + H ₂ O → 2NaOH + 3S + 2CR ( OH) ₃

La sfârșitul reacției un precipitat de culoare hidroxid de crom sulf albastru și galben, în soluția alcalină cu hidroxid de sodiu. Puterea oxidativă a elementului S devine -2 la 0, și încărcat cu crom +6 convertit la 3.