Félreakciós módszer: algoritmus

2024 Szerző: Angel Austin | [email protected]. Utoljára módosítva: 2023-12-17 05:29

Sok kémiai folyamat megy végbe a reagáló vegyületeket alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozásával. A redox típusú reakciók egyenleteinek felírása gyakran kíséri az együtthatók elrendezésének nehézségeit az egyes anyagok képlete előtt. E célokra a töltéseloszlás elektronikus vagy elektron-ion egyensúlyával kapcsolatos technikákat fejlesztettek ki. A cikk részletesen leírja az egyenletek írásának második módját.

Félreakciós módszer, entitás

Az együtthatótényezők eloszlásának elektron-ion egyensúlyának is nevezik. A módszer a negatív töltésű részecskék anionok vagy kationok közötti cseréjén alapul különböző pH-értékű oldott közegben.

Az oxidáló és redukáló típusú elektrolitok reakcióiban negatív vagy pozitív töltésű ionok vesznek részt. Molekula-ion egyenleteka félreakciók módszerén alapuló típusok egyértelműen bizonyítják bármely folyamat lényegét.

Az egyensúly kialakítása érdekében az erős láncú elektrolitok speciális megjelölését használják ionos részecskékként, valamint gyenge vegyületeket, gázokat és csapadékot nem disszociált molekulák formájában. A séma részeként fel kell tüntetni azokat a részecskéket, amelyekben oxidációs fokuk megváltozik. A savas (H⁺), lúgos (OH^-) és semleges (H_{2) oldószeres közeg meghatározásához. O) feltételek.}

Mire használják?

Az OVR-ben a félreakciós módszer arra irányul, hogy az oxidációs és redukciós folyamatokhoz külön ionegyenleteket írjanak fel. A végső egyenleg az összegük lesz.

Végrehajtási lépések

A félreakciós módszernek megvannak a maga írásbeli sajátosságai. Az algoritmus a következő szakaszokat tartalmazza:

- Az első lépés az összes reaktáns képletének feljegyzése. Például:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Ezután meg kell határoznia az egyes alkotó folyamatok funkcióját kémiai szempontból. Ebben a reakcióban a KMnO₄ oxidálószerként működik, a H₂S redukálószer, a HCl pedig savas környezetet határoz meg.

- Harmadik lépésként egy új sorból írjuk fel az ionosan reagáló, erős elektrolitpotenciállal rendelkező vegyületek képleteit, amelyek atomjainak oxidációs állapota megváltozik. Ebben a kölcsönhatásban az MnO₄^- oxidálószerként működik, a H₂Sredukáló reagens, és H⁺ vagy oxónium-kation H₃O⁺ határozza meg a savas környezetet. A gáznemű, szilárd vagy gyenge elektrolitikus vegyületeket teljes molekulaképletekkel fejezzük ki.

A kezdeti komponensek ismeretében próbálja meghatározni, hogy mely oxidáló és redukáló reagensek lesznek redukált, illetve oxidált formák. Néha a végső anyagok már a körülmények között vannak beállítva, ami megkönnyíti a munkát. A következő egyenletek a H₂S (hidrogén-szulfid) S-vé (kén) való átalakulását és az MnO₄ ^{aniont jelzik. -Mn kationhoz}2+.

Az atomi részecskék kiegyensúlyozása érdekében a bal és jobb szakaszban H⁺ hidrogénkationt vagy molekuláris vizet adnak a savas közeghez. OH^- vagy H₂O.

hidroxidionokat adunk a lúgos oldathoz

MnO₄^-→ Mn²⁺

Az oldatban a manganátionokból származó oxigénatom a H⁺-val együtt vízmolekulákat képez. Az elemek számának kiegyenlítéséhez az egyenletet a következőképpen írjuk fel: 2^{O + Mn}2+.

Ezután megtörténik az elektromos kiegyensúlyozás. Ehhez vegye figyelembe a díjak teljes összegét a bal oldalon, kiderül, hogy +7, majd a jobb oldalon +2. A folyamat kiegyensúlyozása érdekében öt negatív részecskét adunk a kiindulási anyagokhoz: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Ez csökkenti a félreakciót.

Most az oxidációs folyamat következik az atomok számának kiegyenlítésére. Ehhez a jobb oldalonhidrogénkationok hozzáadása: H₂S → 2H⁺ + S.

A töltések kiegyenlítése után: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Látható, hogy a kiindulási vegyületekből két negatív részecskét vesznek el. Kiderül, hogy az oxidációs folyamat félreakciója.

Írja fel mindkét egyenletet egy oszlopba, és egyenlítse ki a megadott és a kapott töltéseket. A legkisebb többszörösek meghatározására vonatkozó szabály szerint minden félreakcióhoz egy szorzót kell kiválasztani. Az oxidációs és redukciós egyenletet megszorozzuk vele.

Most hozzáadhatja a két mérleget úgy, hogy összeadja a bal és a jobb old alt, és csökkenti az elektronrészecskék számát.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

A kapott egyenletben a H⁺ számot 10-zel csökkentheti: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Az ionegyensúly helyességének ellenőrzése a nyíl előtti és utáni oxigénatomok számának megszámlálásával, ami egyenlő 8-cal. Ezenkívül ellenőrizni kell a mérleg végső és kezdeti részének töltéseit: (+6) + (-2)=+4. Ha minden egyezik, akkor helyes.

A félreakciós módszer az ionos jelölésről a molekuláris egyenletre való átmenettel ér véget. Minden egyes anionos ésa mérleg bal oldalának kationos részecskéje, egy ellentétes töltésű ion kerül kiválasztásra. Ezután átkerülnek a jobb oldalra, azonos mennyiségben. Most az ionok egész molekulákká kombinálhatók.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Alkalmazható a félreakciók módszere, melynek algoritmusa egy molekulaegyenlet felírásában merül ki, az elektronikus típusú mérlegek felírása mellett.

Oxidálószerek meghatározása

Ez a szerep az ionos, atomi vagy molekuláris részecskéké, amelyek negatív töltésű elektronokat fogadnak be. Az oxidáló anyagok a reakciókban redukción mennek keresztül. Elektronikus hiányosságuk van, ami könnyen pótolható. Ilyen folyamatok közé tartoznak a redox félreakciók.

Nem minden anyag képes elektronokat fogadni. Erős oxidálószerek:

• halogén képviselők;
• savak, például salétromsav, szelén és kénsav;
• kálium-permanganát, dikromát, manganát, kromát;
• mangán és ólom négyértékű oxidok;
• ionos ezüst és arany;
• gáz-halmazállapotú oxigénvegyületek;
• kétértékű réz és egyértékű ezüst-oxidok;
• klórtartalmú sókomponensek;
• királyi vodka;
• hidrogén-peroxid.

Redukálószerek meghatározása

Ez a szerep az ionos, atomi vagy molekuláris részecskékre vonatkozik, amelyek negatív töltést bocsátanak ki. A reakciókban a redukáló anyagok oxidáló hatást fejtenek ki, amikor az elektronok eliminálódnak.

A helyreállító tulajdonságok:

• sok fém képviselői;
• négy vegyértékű kénvegyületek és hidrogén-szulfid;
• halogénezett savak;
• vas-, króm- és mangán-szulfátok;
• ón-kétértékű klorid;
• nitrogéntartalmú reagensek, például salétromsav, kétértékű oxid, ammónia és hidrazin;
• természetes szén és kétértékű oxidja;
• hidrogénmolekulák;
• foszforsav.

Az elektron-ion módszer előnyei

A redoxreakciók írásához gyakrabban használják a félreakciós módszert, mint az elektronikus űrlapmérleget.

Ez az elektron-ion módszer előnyeinek köszönhető:

1. Egyenlet felírásakor vegye figyelembe az oldatban található valós ionokat és vegyületeket.
2. Elképzelhető, hogy kezdetben nincs információja a keletkező anyagokról, azokat a végső szakaszban határozzák meg.
3. Az oxidációs fokozatra vonatkozó adatok nem mindig szükségesek.
4. A módszernek köszönhetően megtudhatja, hány elektron vesz részt a félreakciókban, hogyan változik az oldat pH-ja.
5. Szingularitásfolyamatok és a keletkező anyagok szerkezete.

Félreakciók savas oldatban

A hidrogénionok feleslegével történő számítások végrehajtása a fő algoritmus szerint történik. A savas közegben végzett félreakciók módszere bármely folyamat alkotórészeinek rögzítésével kezdődik. Ezután ionos alakú egyenletek formájában fejezik ki őket az atomi és az elektronikus töltés egyensúlyával. Az oxidáló és redukáló jellegű folyamatokat külön kell rögzíteni.

Az atomi oxigén kiegyenlítése érdekében a feleslegével való reakciók irányában hidrogénkationokat vezetnek be. A H⁺ mennyiségének elegendőnek kell lennie a molekuláris víz előállításához. Az oxigénhiány irányában H₂O.

Ezután végezze el a hidrogénatomok és az elektronok egyensúlyát.

Az egyenletek nyíl előtti és utáni részeit összegzik az együtthatók elrendezésével.

Csökkentse az azonos ionokat és molekulákat. A hiányzó anionos és kationos részecskéket hozzáadjuk a már rögzített reagensekhez a teljes egyenletben. A nyíl utáni és előtti számnak meg kell egyeznie.

Az OVR egyenlet (félreakciós módszer) teljesültnek tekinthető, amikor egy molekulaforma kész kifejezését írjuk. Minden összetevőnek rendelkeznie kell egy bizonyos szorzóval.

Példák savanyú környezetekre

A nátrium-nitrit és a klórsav kölcsönhatása nátrium-nitrát és sósav képződéséhez vezet. Az együtthatók elrendezésére a félreakciók módszerét alkalmazzák, példák az egyenletek írásáraa savas környezet jelzéséhez kapcsolódik.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → NEM₃^- +2H⁺ |3

ClO₃^- + 6H⁺ + 3H₂ O + 3NO₂^- → 3H₂O + Cl ^- + 3NO₃^- +6H⁺

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Ebben a folyamatban a nátrium-nitrát a nitritből, a sósav pedig a klórsavból képződik. A nitrogén oxidációs állapota +3-ról +5-re változik, a klór +5 töltése pedig -1-re változik. Mindkét termék nem csapódik ki.

Félreakciók lúgos közeghez

A hidroxidion-felesleggel végzett számítások megfelelnek a savas oldatokra vonatkozó számításoknak. A lúgos közegben történő félreakciók módszere is a folyamat alkotórészeinek ionos egyenletek formájában történő kifejezésével kezdődik. Különbségek figyelhetők meg az atomi oxigén számának igazítása során. Tehát molekuláris vizet adnak a reakció oldalára annak feleslegével, és hidroxid-anionokat adnak a másik oldalra.

A H₂O molekula előtti együttható a nyíl utáni és előtti oxigénmennyiség különbségét mutatja, valamint az OH^{-ion esetén megduplázódik. Az oxidáció soránegy redukálószerként működő reagens eltávolítja az O atomokat a hidroxil anionokból.}

A félreakciók módszere az algoritmus többi lépésével zárul, amelyek egybeesnek a savas felesleggel rendelkező folyamatokkal. A végeredmény egy molekuláris egyenlet.

Lúgos példák

Ha a jódot nátrium-hidroxiddal keverik, nátrium-jodid és -jodát, vízmolekulák képződnek. A folyamat egyensúlyának eléréséhez a félreakciós módszert alkalmazzuk. A lúgos oldatokra vonatkozó példáknak megvannak a maguk sajátosságai az atomi oxigén kiegyenlítésével kapcsolatban.

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.

A reakció eredménye a molekuláris jód lila színének eltűnése. Ennek az elemnek az oxidációs állapota 0-ról -1-re és +5-re változik nátrium-jodid és -jodát képződésével.

Reakciók semleges környezetben

Általában így nevezik azokat a folyamatokat, amelyek a sók hidrolízise során enyhén savas (6-7 pH-jú) vagy enyhén lúgos (7-8 pH-jú) oldat képződése során mennek végbe..

A félreakciós módszert semleges közegben többen leírjákopciók.

Az első módszer nem veszi figyelembe a sóhidrolízist. A közeget semlegesnek tekintjük, és a molekuláris vizet a nyíl bal oldalán hozzárendeljük. Ebben a változatban az egyik félreakciót savasnak, a másikat lúgosnak tekintik.

A második módszer olyan folyamatokhoz alkalmas, amelyekben beállíthatja a pH-érték közelítő értékét. Ezután az ion-elektron módszer reakcióit lúgos vagy savas oldatban vesszük figyelembe.

Semleges környezet példa

Ha hidrogén-szulfidot vízben nátrium-dikromáttal egyesítenek, kén-, nátrium- és háromértékű króm-hidroxid csapadék keletkezik. Ez a semleges oldat tipikus reakciója.

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^-. A hidrogénkationok és a hidroxid-anionok 6 vízmolekulát alkotnak. A jobb és a bal oldalon eltávolíthatók, a felesleg a nyíl előtt marad.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

A reakció végén kék króm-hidroxid és sárga csapadékkén lúgos oldatban nátrium-hidroxiddal. Az S elem oxidációs állapota -2 esetén 0 lesz, a króm töltése +6 esetén pedig +3 lesz.