Метод на полупроектиране: алгоритъм

Много химични процеси преминават с промяна в окислителните степени на атомите, които образуват реактивни съединения. Писането на уравненията на окислително-редукционните реакции често е придружено от трудности при подреждането на коефициентите преди всяка формула от вещества. За тези цели са разработени техники, свързани с електронен или електрон-йонен баланс на разпределението на заряда. Вторият метод за конструиране на уравнения е подробно описан в статията.

Метод на половината реакция, същност

Той се нарича електронен йонен баланс на разпределението на коефициентите на коефициента. Методът се основава на обмен на отрицателно заредени частици между аниони или катиони в разтворена среда с различни стойности на индекса на водород.

При реакциите на окислителни и редуциращи електролити участват йони с отрицателен или положителен заряд. Уравненията на типа молекулярен йон, на основата на метода на половината реакция, ясно демонстрират същността на всеки процес.

За да се постигне равновесие, като йонни частици се използват специални обозначения на електролити със силна връзка и слаби съединения, газове и утайки под формата на неразградени молекули. В състава на схемата е необходимо да се посочат частици, в които степента на окисление варира. За определяне на разтварящата среда в баланса се определят киселинни (Н ⁺ ), алкални (ОН) и неутрални (Н20) условия.

За каква полза?

В OVR методът на половината реакция е насочен към писането на йонни уравнения отделно за окислителните и редуциращите процеси. Окончателното салдо ще бъде сумирането им.

Етапи на изпълнение

Методът на половината реакция има свои собствени особености в писането. Алгоритъмът включва следните стъпки:

- Първото нещо, което трябва да направите, е да запишете формулите за всички реагенти. Например:

H 2S + KMnO ₄ + НС1

- След това е необходимо да се установи функцията, от химическа гледна точка, на всеки компонент процес. В тази реакция KMnO4 действа като окислител, Н2S е редуциращо средство и НС1 определя киселинната среда.

- Третата стъпка е да напишем нова линия формулировъчни йонни реагиращи съединения със силен електролитен потенциал, чиито атоми се наблюдават, за да променят степента на тяхното окисляване. В това взаимодействие МпО4 действа като окислител, Н2S е редуциращ реагент и Н ⁺ или оксониев катион НзО ⁺ определя киселинната среда. Газообразните, твърдите или слабите електролитни съединения се изразяват чрез молекулни формули като цяло.

Познавайки оригиналните компоненти, опитайте се да определите кое окисляващо и редуциращо средство ще има редуцираната и окислена форма, съответно. Понякога крайните вещества вече са поставени в условия, които улесняват работата. В следващите уравнения е показан преходът на H2S (сероводород) към S (сяра) и на MnO4 аниона към Mn ²⁺ катиона.

За да се балансират атомните частици в лявата и дясната секции, към киселинната среда се прибавя водороден катион Н ⁺ или молекулярна вода. Към алкалния разтвор се добавя водороден хидроксид ОН или Н20.

MnO4 ^- > Mn2 ⁺

В разтвор, кислородният атом от мангановите йони, заедно с Н ^{+, се} образува от водните молекули. За да изравним броя на елементите, уравнението е написано като: 8H ⁺ + MnO ₄ ^- → 4H ₂ O + Mn ²⁺ .

След това се извършва електрическо балансиране. За да направите това, помислете за общия размер на таксите в лявата област, се оказва +7, а след това от дясната страна, това е +2. За да се балансира процесът, към изходните материали се прибавят пет отрицателни частици: 8Н ⁺ + MnO4 + 5e ^- 4H20 + Mn2 ⁺ . Получава се половината от реакцията.

Сега процесът на окисляване следва броя на атомите. За тази цел от дясната страна се добавят водородни катиони: H ₂ S → 2H ⁺ + S.

След изравняване на зарядите: H ₂ S -2e ^- → 2H ⁺ + S. Очевидно е, че от първоначалните съединения се вземат две отрицателни частици. Оказва се половината реакция на процеса на окисляване.

Запишете двете уравнения в колона и изравнете дадените и получените такси. Чрез правилото за определяне на най-малкия брой, ние избираме за всеки полуректационен фактор. Оксидиращото и намаляващото уравнение се умножава от него.

Сега е възможно да се обобщят двата баланса, като се добавят лявата и дясната страна един към друг и се намали броят на електронните частици.

8Н ⁺ + МпО4 ^- + 5е ^- > 4Н 2О + Мп ²⁺ | 2

H 2S-2e ^- → 2H ⁺ + S | 5

16H ⁺ + 2MnO ₄ ^- + 5Н 2S - 8Н 2О + 2Mn ²⁺ + 10Н ⁺ + 5S

В полученото уравнение числото Н ⁺ може да бъде намалено с 10: 6Н ⁺ + 2MnO ₄ ^- + 5H 2S → 8H 2O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Ние проверяваме правилността на състава на йонния баланс, като броим броя на кислородните атоми преди и след стрелката, която е 8. Необходимо е също да се сравни натоварването на крайните и началните части на баланса: (+6) + (-2) = +4. Ако всичко е същото, то то се компилира правилно.

Методът на половината реакция завършва с прехода от йонния запис към молекулярното уравнение. За всяка анионна и катионна частица от лявата страна на везната се избира противоположният йон. Тогава те се прехвърлят отдясно, в същата сума. Сега йоните могат да се комбинират в цели молекули.

6H ⁺ + 2MnO4 ^- + 5H2S-> 8H20 + 2Mn2 ⁺ + 5S

6С1 ^- + 2К ⁺ - 6С1 ^- + 2К ⁺

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

Прилагайки метода на половината реакция, чийто алгоритъм намалява до написването на молекулярно уравнение, може да се съчетае и с писането на електронни везни.

Определяне на окислители

Тази роля принадлежи на йонни, атомни или молекулярни частици, които приемат отрицателно заредени електрони. Оксидиращите вещества подлежат на възстановяване в реакциите. Те имат електронен дефект, който може лесно да се запълни. Такива процеси включват полу-реакции на окисляване-редукция.

Не всички вещества имат способността да прикрепят електрони. Към силните окислителни реагенти се включват:

• Халогенирани представители;
• Киселинни видове азотни, селенови и сярни;
• Калиев перманганат, дихромат, манганат, хромат;
• Манганови и оловни четиривалентни оксиди;
• Среброто и златото са йонни;
• Съединения на кислородния газ;
• Медни бивалентни и сребърни моновалентни оксиди;
• Съдържащи хлор солеви компоненти;
• Роял водка;
• Водороден пероксид.

Определяне на редуциращи агенти

Такава роля принадлежи на йонни, атомни или молекулни частици, които отделят отрицателен заряд. В реакциите, редуциращите вещества се подлагат на окислително действие, когато електроните се отделят.

Възстановителните свойства са :

• Представители на много метали;
• Сяра на четиривалентното съединение и сероводород;
• Халогенирани киселини;
• Желязо, хром и манганови сулфати;
• Калаен бивалентен хлорид;
• Азот-съдържащи реагенти като азотна киселина, двувалентен оксид, амоняк и хидразин;
• Природният въглерод и неговият оксид са двувалентни;
• Молекули на водорода;
• Киселинен фосфор.

Предимства на метода на електронен йон

За да се напишат окислително-редукционни реакции, половината реакция се използва по-често от баланса на електроните.

Това се дължи на предимствата Метод на електронен йон :

1. По време на писането уравненията разглеждат реалните йони и съединения, които съществуват в решението.
2. Първоначално нямате информация за получените вещества, те се определят на последния етап.
3. Данните за степента на окисляване не винаги са необходими.
4. Благодарение на метода е възможно да се установи броят на електроните, които участват в половината реакции, тъй като индексът на водорода на разтвора се променя.
5. Чрез намалените уравнения на йонните видове се изследват особеностите на процесите и структурата на получените вещества.

Половината реакции в кисел разтвор

Изчисляването на излишъка от водородни йони се подчинява на основния алгоритъм. Методът на половината реакции в кисела среда започва с отчитане на съставките на всеки процес. След това те се изразяват под формата на уравнения на йонната форма, като се спазва баланса на атомния и електронния заряд. Процесите на окисляване и намаляване на природата се записват отделно.

За да се изравни атомният кислород в посока на реакциите с неговия излишък, се добавят водородни катиони. Количеството на H ⁺ трябва да бъде достатъчно, за да се получи молекулярна вода. На страната на липсата на кислород се приписва Н20.

След това балансирайте водородните атоми и електроните.

Обобщете части от уравненията преди и след стрелката с коефициентите.

Намалете същите йони и молекули. Към вече записаните реагенти, добавянето на липсващи анионни и катионни видове се извършва в общото уравнение. Техният брой след и преди стрелката трябва да съвпадне.

Уравнението OVR (методът на половината реакция) се счита за изпълнено, когато се напише готов израз на молекулярната форма. Всеки компонент трябва да има определен множител.

Примери за киселинни среди

Взаимодействието на натриев нитрит с хлорна киселина води до производството на натриев нитрат и солна киселина. За да се подредят коефициентите, се използва методът на половината реакция, примери за уравнения на писмеността се свързват с посочване на киселинната среда.

NaNO2 + HCI03 -> NaN03 + НС1

ClO ₃ ^- + 6H ⁺ + 6e ^- → 3H 2O + Cl ^- | 1

NO ₂ ^- + Н 2О - 2е ^- → NO ₃ ^- + 2H ⁺ | 3

СНз ^- + 6Н ⁺ + ЗН20 + ЗН2 ^- > ЗН20 + С1 + 3NO3 ^- + 6Н ⁺

ClO3 ^- + 3NO2 ^- > Cl ^- + 3NO3 ^-

3Na ⁺ + H ⁺ - 3Na ⁺ + H ⁺

3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCI.

В този процес натриевият нитрат се получава от нитрит и от хлорна киселина се образува хлороводородна киселина. Оксидиращата степен на азота варира от +3 до +5, а зарядът на хлор +5 става -1. И двата продукта не образуват утайка.

Половината реакции за алкална среда

Извършването на изчисления с излишък от хидроксидни йони съответства на изчисленията за киселинни разтвори. Методът на половината реакции в алкална среда също започва с изразяването на съставните части на процеса под формата на йонни уравнения. Разликите се наблюдават по време на подреждането на броя на атомния кислород. По този начин молекулярна вода се добавя към реакцията с нейния излишък и хидроксидните аниони се добавят към противоположната част.

Коефициентът пред молекулата на H ₂ O показва разликата в количеството кислород след и преди стрелката, а за OH йони се удвоява. По време на окисляването, реагентът, действащ като редуциращ агент, отнема О-атоми далеч от хидроксилните аниони.

Методът на половината реакция завършва с останалите етапи на алгоритъма, които съвпадат с процеси, които имат киселинен излишък. Крайният резултат е уравнението на молекулния тип.

Примери за алкална среда

Когато йодът се смесва с натриев хидроксид, се образува натриев йодид и йодат, водни молекули. За да се постигне балансът на метода, се използва методът на половината реакция. Примерите за алкални разтвори имат свои специфични характеристики, свързани с изравняването на атомния кислород.

NaOH + I2 → NaI + NaIO3 + Н20

I + e ^- → I ^- | 5

6OH ^- + I - 5e ^- → I ^- + 3H2O + IO3 ^- | 1

I + 5I + 6OH ^- → 3H20 + 5I ^- + 10 ₃ ^-

6Na ⁺ → Na ⁺ + 5Na ⁺

6NaOH + 3I2 + 5NaI + NaIO3 + 3H2O.

Резултатът от реакцията е изчезването на виолетовото оцветяване на молекулния йод. Има промяна в степента на окисляване на този елемент от 0 до -1 и +5 при образуването на йодид и натриев йодат.

Реакции в неутрална среда

Обикновено това са процесите, които се появяват по време на хидролизата на солите с образуването на слабо кисела (с индекс на водород от 6 до 7) или слабо алкален разтвор (с рН от 7 до 8).

Методът на половината реакции в неутрална среда се записва в няколко варианта.

Първият метод не отчита хидролизата на солта. Предполага се, че средата е неутрална и молекулярна вода се приписва от лявата страна на стрелката. В този случай половината реакция се приема като кисела, а друга - за алкална реакция.

Вторият метод е подходящ за процеси, при които може да бъде зададена приблизителна стойност на индекса на водород. Тогава реакциите за метода йон-електронен се разглеждат в алкален или кисел разтвор.

Пример с неутрална среда

Когато сероводородът се комбинира с натриев бихромат във вода, се получава утайка от сяра, натрий и хром на тривалентни хидроксиди. Това е типична реакция за неутрално решение.

Na2Cr2O7 + H2S + H2O → NaOH + S + Cr (OH) ₃

H ₂ S - 2e ^- > S + H ⁺ | 3

7H2O + Cr2O7 ^2- + 6e ^- > 8OH ^- + 2Cr (OH) ₃ | 1

7Н 2О + ЗН ₂ S + Сг 2О ₇ ^{2 -} > ЗН ⁺ + 3S + 2Cr (OH) ₃ + 8OH ^- . Водородните катиони и хидроксидните аниони, когато се комбинират, образуват 6 водни молекули. Те могат да бъдат премахнати в дясната и лявата част, оставяйки излишък пред стрелката.

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

2Na ⁺ → 2Na ⁺

Na2Cr2O7 + 3H2S + H20 - 2NaOH + 3S + 2Cr (OH) ₃

В края на реакцията се образува утайка от хромен хидроксид на син цвят и жълта сяра в алкален разтвор с натриев хидроксид. Окислителната степен на елемента S с -2 става 0 и хромираният заряд с +6 се превръща в +3.