Halv-reaktion metode: algoritme

Mange kemiske processer testet med ændringen grader af oxidation af atomerne, der danner den reaktive forbindelse. Skrivning ligninger reaktioner redox er ofte ledsaget af vanskeligt ved at koefficienterne før hver formel stoffer. Til dette formål er der udviklet metoder i forbindelse med elektroniske eller elektronisk-ioniske ladningsfordeling balance. Artiklen beskriver den anden vej op ligningerne.

halv-reaktion metode, essensen af

Han også kaldet elektron-ion balance fordelingskoefficient multiplikatorer. Baseret på metode til udveksling af negativt ladede partikler mellem anioner eller kationer i opløsningsmediet med forskellig pH-værdi.

I reaktionerne af oxidativ og reduktiv elektrolytter typen involveret med negative ioner eller positiv ladning. Ligninger molekylære ionarter, er baseret halvreaktion fremgangsmåde involverede, viser klart essensen af en proces.

At udgøre resten af elektrolytter hjælp af en særlig notation stærk forbindelse som ioniske partikler og løse forbindelser, og gasforekomster i form af dissocierede molekyler. Præparatet skal angive kredsløb partikler, som ændrer deres grad af oxidation. At bestemme opløsningsmediet i balance betegner sure (H ^+), alkali (OH ^-) og neutrale _(H2O) betingelser.

For hvad nytter?

Den WRA Fremgangsmåden angår halvreaktionsligninger skriver ionisk separat for oxidations- og reduktionsprocesser. Den endelige saldo vil være deres sum.

gennemførelsesfaser

Skrivning har sin egen særlige kendetegn halv reaktion metode. Algoritmen omfatter følgende trin:

- Det første skridt er at skrive ned formler for alle reaktanter. For eksempel:

_H2S + _KMnO4 + HCI

- Så har du brug for at installere funktionen fra et kemisk synspunkt, hver komponent af processen. I denne reaktion KMnO ₄ fungerer som oxidationsmiddel, _H2S er et reduktionsmiddel og HCI definerer et surt miljø.

- Det tredje trin skal skrives på en ny linje formel ioniske forbindelser, der reagerer med en stærk elektrolyt potentiale i de atomer, hvoraf der er en ændring i grader af oxidation. I denne reaktion MnO ₄ ^- virker som et oxidationsmiddel, _H2S er det reducerende reagens og H ⁺ oxonium- kation eller _H3O ⁺ definerer et surt miljø. Den gasformige, faste eller svag elektrolytisk forbindelse udtrykt intakte molekylformler.

Kende de udgangskomponenter, at forsøge at bestemme, hvilken form for oxiderende og reducerende middel vil blive reduceret og oxideret form, hhv. Nogle gange er allerede blevet specificeret endelige stoffer i de betingelser, der letter arbejdet. Følgende ligninger angiver overgangen _H2S (hydrogensulfid) til S (svovl), og anion MnO ₄ ^- på Mn2 ⁺ kation.

For resten af de atomare partikler i den venstre og højre del i surt miljø tilsættes hydrogen kation H ⁺ eller en molekylær vand. Den alkaliske opløsning blev tilsat hydroxidioner OH ^- eller _H2O

MnO ₄ ^- → Mn2 ⁺

I en opløsning af et oxygenatom sammen med manganatnyh ioner H ⁺ -form vandmolekyler. For at udligne antallet af elementer skrives som ligningen: 8H ^{+ +} MnO ₄ ^- → 4H ₂ O + Mn2 ^+.

Derefter balancering bæres elektricitet. For at gøre dette, overveje den samlede mængde af ladning tilbage i området, viser det sig syv, og derefter til højre side, to udgange. Til afbalancering af processen sættes til udgangsmaterialerne fem negative partikler: 8H ^{+ +} MnO ₄ ^- + 5e ^- → 4H ₂ O + Mn2 ^+. Det viser sig halvt reaktion komme sig.

Nu udligne antallet af atomer, som oxidationsproces. Til dette tilsættes til de rigtige side hydrogenkationer: _H2S → 2H ^{+ +} S.

Efter udligne ladning udføres: _H2S -2E ^- → 2H ^{+ +} S. Det ses, at udgangsforbindelserne forbrugende to negative partikler. Det viser sig halvreaktion af oxidationsprocessen.

Optag de to ligninger i en kolonne og linje cast og accepterede afgifter. I henhold til reglen bestemmelse af mindst multiple er valgt for hvert halve reaktion din multiplikator. Det multipliceres med oxidativ og reduktiv ligning.

Nu er det muligt at udføre summation af de to ark, foldet venstre og højre side sammen og reducere antallet af elektroniske arter.

8H ^{+ +} MnO ₄ ^- + 5e ^- → 4H ₂ O + Mn2 ⁺ | 2

^{_H2S -2E - → 2H + + S} | 5

16H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H _2S → 8H ₂ ^{O + 2mn 2+ + 10H + +} 5S

Den resulterende ligning kan reducere antallet af H ⁺ 10: 6H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H _2S → 8H ₂ O + 2mn ²⁺ + 5S.

Vi kontrollere rigtigheden af ionen balance ved at tælle antallet af oxygenatomer til pilene, og efter det, som er lig med 8. Det er også nødvendigt at kontrollere de endelige debiteringer, og den indledende del af restbeløbet: (+6) + (-2) = +4. Hvis alt matcher, er det skrevet korrekt.

halv-reaktion metode slutter med overgangen fra molekylionen optagelse til ligningen. For hver partikel anionen og kationen del af det venstre balance på den modsatte ladning af udvalgte ioner. Så de overføres til den højre side, i den samme mængde. Nu kan ionerne forbindes til hele molekylet.

6H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H _2S → 8H ₂ O + 2mn ²⁺ + 5S

^{6CI - + 2K + → 6CI -} + 2K +

_H2S + _KMnO4 + 6HCl → 8H ₂ O + 2MnCl ₂ + 5S + 2KCl.

Påfør metoden til halve reaktioner, den algoritme, som er at skrive den molekylære ligning, kan det sammen med at skrive typen elektroniske vægte.

Bestemmelse af oxidationsmidler

Sådan rolle spilles af ioniske, atomare eller molekylære enheder, der modtager negativt ladede elektroner. Oxiderende stoffer underkastes restaurering i reaktionerne. De har elektronisk ulempe, som let kan fyldes. Sådanne processer indbefatter redox halvreaktion.

Ikke alle stoffer har evnen til at vedhæfte elektroner. Af stærke oxiderende reagenser indbefatter:

• halogen repræsentanter;
• syre, såsom salpetersyre, svovlsyre og selen;
• kaliumpermanganat, dichromat, manganatny, chromat;
• tetravalente mangan og bly oxider;
• sølv og guld ion;
• Forbindelse gasformigt oxygen;
• divalente kobberoxider og monovalent sølv;
• chlorholdige saltbestanddele;
• vodka kongelige;
• hydrogenperoxid.

Bestemmelse af reducerende

Denne rolle tilhører ioniske, atomare eller molekylære partikler, som giver en negativ ladning. I reaktionerne reducerende stoffer undergå oxidativ virkning ved spaltning af elektroner.

Har reducerende egenskaber :

• Repræsentanter for mange metaller;
• tetravalente svovlforbindelser og hydrogensulfid;
• halogensyrer;
• jern, chrom og mangansulfat;
• stannochlorid;
• nitrogenholdige midler såsom syre lattergas, stannooxid, hydrazin og ammoniak;
• naturlig carbon og den divalente oxid;
• hydrogen molekyle;
• phosphorsyrling.

Fordelene ved fremgangsmåden af elektron-ion

At skrive en redoxreaktion, er halv-reaktion metode bruges oftere end den elektroniske type balance.

Dette skyldes fordelene elektron-ion metode :

1. På tidspunktet for skrivning ligningen overvejer de faktiske ioner og forbindelser, der findes som en del af løsningen.
2. Du kan ikke i første omgang har oplysninger om at modtage forbindelsen, er de bestemt i de afsluttende faser.
3. Det er ikke altid nødvendige data om graden af oxidation.
4. Følge af fremgangsmåden er det muligt at kende antallet af elektroner, der er involveret i den halve reaktion som ændring af pH-værdien af opløsningen.
5. Af de reducerede ligninger ioniske stoffer undersøgt træk ved processer og strukturen af de resulterende forbindelser.

Halv-reaktion i sur opløsning

Udføre beregningerne med overskydende hydrogenioner adlyder den grundlæggende algoritme. Fremgangsmåde halv-reaktion i surt medium med en optagelse starter del af en proces. Derefter blev de udtrykkes i form af ligninger ionarterne i overensstemmelse med den resterende del af atomare og elektronisk ladning. Registreret særskilt processer oxidativ og reduktiv karakter.

At tilpasse atomart oxygen til side reaktioner med et overskud bringe sine hydrogenkationer. Mængderne af H ⁺ bør være tilstrækkelig til at opnå den molekylære vand. Bortset iltmangel tilskrives _H2O

Udføres derefter balancen af hydrogenatomer og elektroner.

Lav en opsummering af ligninger før og efter pilen med arrangementet af koefficienterne.

Udføre den samme nedsættelse af ioner og molekyler. Ved allerede indspillede reagenser i et samlet tilsætning af manglende ligning operere anioniske og kationiske arter. Deres antal før og efter pilen skal matche.

Ligning OVR (halv-reaktion metode) anses for at være opfyldt, når der skrives en færdig ekspression af de molekylspecies. Ved siden af hver komponent skal være en vis faktor.

Eksempler på sure betingelser

Omsætningen af natriumnitrit med chlorsyre fører til produktion af natriumnitrat og saltsyre. For arrangementet af koefficienterne under anvendelse af fremgangsmåden ifølge halvreaktioner, eksempler på skrivning ligninger forbundet med en angivelse af det sure miljø.

_NaNO2 + HCIO ₃ → _NaNO3 + HCI

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

_NO2 ^- + _H2O ^- 2e - → _NO3 ^{- +} 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 + HCIO ₃ → 3NaNO ₃ + HCI.

Ved denne fremgangsmåde er et nitrit af natriumnitrat opnået, og fra chlorsyre dannet et salt. Oxidation graders ændringer med nitrogen 3 til 5, og chlorpåfyldningen 5 bliver -1. Begge produkter udgør ikke et bundfald.

Halv-reaktion på en alkalisk miljø

Ledende beregninger når overskydende hydroxidioner svarer til beregningerne for sure opløsninger. Fremgangsmåde halvreaktion i alkalisk medium også begynde at udtrykke bestanddele af processen i form af ioniske ligninger. Forskelle iagttaget under tilpasningen af atomart oxygen. Således, bortset fra dets reaktion med molekylært overskud bringe vandet, og til den modsatte side tilføjer hydroxidanioner.

Koefficienten af molekylet _H2O angiver forskellen i mængden af ilt før og efter pilen, og for ioner OH ^- det dobbelt. Under oxidationsmiddel virker som reduktionsmiddel tager O-atomer af hydroxyl anioner.

Fremgangsmåde halvreaktion færdig udfører de resterende trin i algoritmen, der falder sammen med de processer, der har et overskud af syre. Slutresultatet er ligningen af de molekylære arter.

Eksempler på alkalisk medium

Ved blanding iod med natriumhydroxid dannet natriumiodid og iodat, af vandmolekyler. For balance under anvendelse halvreaktion metode. Eksempler på alkaliopløsninger har deres specifikke relateret til udligning af atomart oxygen.

NaOH + _I2 → Nal + NaIO ₃ + _H2O

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.

Resultatet af reaktionen er forsvinden af violet farvning af molekylært iod. Der er en ændring oxidationstilstand af elementet fra 0 til 1 og 5 til dannelse og natriumiodat.

Reaktion i et neutralt miljø

Typisk det henviser til processer, der forekommer i hydrolysen til dannelse svage syresalte (med pH-værdi mellem 6 og 7) eller let basisk (til pH 7 til 8) opløsning.

halvreaktion metode i et neutralt medium registreres i flere udgaver.

Ved den første metode tager ikke hensyn til salt hydrolyse. Mediet tages som den neutrale og til venstre for pilen attribut molekylære vand. I denne udførelsesform en halvreaktioner tager for syre, og en anden - for alkalisk.

Den anden metode er egnet til processer, hvor det er muligt at etablere den omtrentlige pH-værdi. Hvorefter reaktionen til fremgangsmåden ifølge ion-elektron betragtes i en alkalisk eller sur opløsning.

EKSEMPEL neutralt medium

Når hydrogensulfid forbindelse med natriumdichromat i vand opnåede bundfald svovl, natrium og trivalent chrom hydroxid. Dette er en typisk reaktion for en neutral opløsning.

Na ₂ Cr ₂ O ₇ + _H2S + H2O → NaOH + S + Cr (OH) ₃

^{_H2S - 2e - → S + H} + | 3

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

7H ₂ O + 3H _2S + Cr ₂ O ₇ ^{2- → 3H + + 3S + 2Cr} (OH) ₃ + 8OH ^-. Hydrogenkationer og hydroxidanioner når de kombineres, danner en 6 molekyler vand. De kan fjernes i højre og venstre, så det overskydende beløb til pilen.

_H2O + 3H _2S + Cr ₂ O ₇ ^2- → 3S + 2Cr (OH) ₃ + 2OH ^-

2Na ⁺ → 2Na ⁺

Na ₂ Cr ₂ O ₇ + 3H ₂ S + _H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr ( OH) ₃

Ved afslutningen af reaktionen et bundfald af chrom hydroxid farverne blå og gul svovl i den alkaliske opløsning med natriumhydroxid. Den oxidative effekt af elementet S bliver -2 til 0, og ladet med chrom 6 omdannes til 3.