Veel chemische processen vinden plaats met een verandering in de oxidatietoestanden van de atomen die de reagerende verbindingen vormen. Het schrijven van vergelijkingen voor reacties van het redox-type gaat vaak gepaard met problemen bij het rangschikken van de coëfficiënten voor elke formule van stoffen. Voor deze doeleinden zijn technieken ontwikkeld met betrekking tot de elektronische of elektronen-ionenbalans van ladingsverdeling. Het artikel beschrijft in detail de tweede manier om vergelijkingen te schrijven.
Semi-reactiemethode, entiteit
Het wordt ook wel de elektronen-ionenbalans van de verdeling van coëfficiëntfactoren genoemd. De methode is gebaseerd op de uitwisseling van negatief geladen deeltjes tussen anionen of kationen in opgeloste media met verschillende pH-waarden.
Bij de reacties van elektrolyten van het oxiderende en reducerende type zijn ionen met een negatieve of positieve lading betrokken. Moleculair-ionische vergelijkingentypen, gebaseerd op de methode van semi-reacties, bewijzen duidelijk de essentie van elk proces.
Om een balans te vormen, wordt een speciale aanduiding van elektrolyten met een sterke link gebruikt als ionische deeltjes, en zwakke verbindingen, gassen en neerslag in de vorm van niet-gedissocieerde moleculen. Als onderdeel van het schema is het noodzakelijk om de deeltjes aan te geven waarin de mate van oxidatie verandert. Om het oplosmiddelmedium in de balans te bepalen, zijn zuur (H+), alkalisch (OH-) en neutraal (H2O) voorwaarden.
Waar wordt het voor gebruikt?
In OVR is de halfreactiemethode gericht op het afzonderlijk schrijven van ionische vergelijkingen voor oxidatieve en reductieprocessen. Het eindsaldo zal hun som zijn.
Uitvoeringsstappen
De halfreactiemethode heeft zijn eigen eigenaardigheden van schrijven. Het algoritme omvat de volgende fasen:
- De eerste stap is om de formules van alle reactanten op te schrijven. Bijvoorbeeld:
H2S + KMnO4 + HCl
- Vervolgens moet je de functie, vanuit chemisch oogpunt, van elk samenstellend proces vaststellen. In deze reactie werkt KMnO4 als een oxidatiemiddel, H2S is een reductiemiddel en HCl definieert een zure omgeving.
- De derde stap is om vanaf een nieuwe regel de formules op te schrijven van ionisch reagerende verbindingen met een sterk elektrolytpotentieel, waarvan de atomen een verandering in hun oxidatietoestand hebben. In deze interactie werkt MnO4- als een oxidatiemiddel, H2S isreducerend reagens, en H+ of oxoniumkation H3O+ bepa alt de zure omgeving. Gasvormige, vaste of zwakke elektrolytische verbindingen worden uitgedrukt door hele molecuulformules.
Als u de oorspronkelijke componenten kent, probeert u te bepalen welke oxiderende en reducerende reagentia respectievelijk gereduceerde en geoxideerde vormen zullen hebben. Soms zijn de uiteindelijke stoffen al vastgelegd in de voorwaarden, wat het werk makkelijker maakt. De volgende vergelijkingen geven de overgang aan van H2S (waterstofsulfide) naar S (zwavel), en het anion MnO4 -naar Mn kation2+.
Om de atomaire deeltjes in de linker- en rechtersectie in evenwicht te brengen, wordt waterstofkation H+ of moleculair water aan het zure medium toegevoegd. Hydroxide-ionen OH- of H2O.
worden aan de alkalische oplossing toegevoegd
MnO4-→ Mn2+
In oplossing vormt een zuurstofatoom van manganaat-ionen samen met H+ watermoleculen. Om het aantal elementen gelijk te maken, wordt de vergelijking als volgt geschreven: 2O + Mn2+.
Vervolgens wordt de elektrische balancering uitgevoerd. Om dit te doen, overweeg dan het totale aantal kosten in het linkergedeelte, het blijkt +7 te zijn, en dan aan de rechterkant blijkt het +2 te zijn. Om het proces in evenwicht te brengen, worden vijf negatieve deeltjes toegevoegd aan de uitgangsstoffen: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Dit resulteert in een reductie-halfreactie.
Nu volgt het oxidatieproces om het aantal atomen gelijk te maken. Hiervoor aan de rechterkantwaterstofkationen toevoegen: H2S → 2H+ + S.
Nadat de ladingen gelijk zijn gemaakt: H2S -2e- → 2H+ + S. Het is te zien dat twee negatieve deeltjes worden weggenomen van de uitgangsverbindingen. Het blijkt de halfreactie van het oxidatieve proces te zijn.
Schrijf beide vergelijkingen in een kolom en maak de gegeven en ontvangen kosten gelijk. Volgens de regel voor het bepalen van de kleinste veelvouden wordt voor elke halfreactie een vermenigvuldiger gekozen. De oxidatie- en reductievergelijking wordt ermee vermenigvuldigd.
Nu kun je de twee balansen optellen door de linker- en rechterkant bij elkaar op te tellen en het aantal elektronendeeltjes te verminderen.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
In de resulterende vergelijking kun je het getal H+ met 10 verminderen: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Controleren van de juistheid van de ionenbalans door het aantal zuurstofatomen voor en na de pijl te tellen, wat gelijk is aan 8. Het is ook noodzakelijk om de ladingen van de laatste en eerste delen van de balans te controleren: (+6) + (-2)=+4. Als alles overeenkomt, is het correct.
De halfreactiemethode eindigt met de overgang van de ionennotatie naar de moleculaire vergelijking. Voor elke anionische enkationisch deeltje van de linkerkant van de balans, wordt een ion met de tegenoverliggende lading geselecteerd. Daarna worden ze in hetzelfde bedrag naar de rechterkant overgebracht. Nu kunnen ionen worden gecombineerd tot hele moleculen.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Het is mogelijk om de methode van halfreacties toe te passen, waarvan het algoritme neerkomt op het schrijven van een moleculaire vergelijking, samen met het schrijven van elektronische balansen.
Bepaling van oxidatiemiddelen
Deze rol behoort toe aan ionische, atomaire of moleculaire deeltjes die negatief geladen elektronen accepteren. Stoffen die oxideren ondergaan een reductie in reacties. Ze hebben een elektronische tekortkoming die gemakkelijk kan worden opgevuld. Dergelijke processen omvatten redox-halfreacties.
Niet alle stoffen kunnen elektronen opnemen. Sterke oxidatiemiddelen zijn onder meer:
- halogeenvertegenwoordigers;
- zuur zoals salpeterzuur, seleenzuur en zwavelzuur;
- kaliumpermanganaat, dichromaat, manganaat, chromaat;
- mangaan en vierwaardige loodoxiden;
- zilver en goud ionisch;
- gasvormige zuurstofverbindingen;
- tweewaardige koper- en eenwaardige zilveroxiden;
- chloorhoudende zoutcomponenten;
- royal wodka;
- waterstofperoxide.
Bepaling van reductiemiddelen
Deze rol behoort toe aan ionische, atomaire of moleculaire deeltjes die een negatieve lading afgeven. Bij reacties ondergaan reducerende stoffen een oxiderende werking wanneer elektronen worden geëlimineerd.
Herstellende eigenschappen hebben:
- vertegenwoordigers van veel metalen;
- zwavel vierwaardige verbindingen en waterstofsulfide;
- gehalogeneerde zuren;
- ijzer-, chroom- en mangaansulfaten;
- tin divalent chloride;
- stikstofhoudende reagentia zoals salpeterigzuur, tweewaardig oxide, ammoniak en hydrazine;
- natuurlijke koolstof en zijn tweewaardige oxide;
- waterstofmoleculen;
- fosforig zuur.
Voordelen van de elektron-ion-methode
Voor het schrijven van redoxreacties wordt de halfreactiemethode vaker gebruikt dan de elektronische formulierbalans.
Dit komt door de voordelen van de elektron-ionmethode:
- Houd bij het schrijven van een vergelijking rekening met de echte ionen en verbindingen die in de oplossing voorkomen.
- Misschien heeft u in eerste instantie geen informatie over de resulterende stoffen, deze worden in de laatste fasen bepaald.
- Oxidatiegraadgegevens zijn niet altijd nodig.
- Dankzij de methode kun je het aantal elektronen achterhalen dat deelneemt aan halfreacties, hoe de pH van de oplossing verandert.
- Singulariteitprocessen en de structuur van de resulterende stoffen.
Halfreacties in zure oplossing
Het uitvoeren van berekeningen met een overmaat aan waterstofionen volgt het hoofdalgoritme. De methode van halfreacties in een zuur medium begint met het vastleggen van de samenstellende delen van elk proces. Vervolgens worden ze uitgedrukt in de vorm van vergelijkingen van de ionische vorm met de balans van atomaire en elektronische lading. Processen van oxiderende en reducerende aard worden afzonderlijk geregistreerd.
Om atomaire zuurstof in de richting van reacties gelijk te maken met zijn overmaat, worden waterstofkationen geïntroduceerd. De hoeveelheid H+ zou voldoende moeten zijn om moleculair water te verkrijgen. In de richting van zuurstofgebrek, H2O.
Voer vervolgens de balans van waterstofatomen en elektronen uit.
Ze vatten de delen van de vergelijkingen voor en na de pijl samen met de rangschikking van de coëfficiënten.
Verminder identieke ionen en moleculen. De ontbrekende anionische en kationische deeltjes worden toegevoegd aan de reeds geregistreerde reagentia in de algemene vergelijking. Hun nummer achter en voor de pijl moet overeenkomen.
De OVR-vergelijking (halfreactiemethode) wordt geacht te zijn vervuld bij het schrijven van een kant-en-klare uitdrukking van een moleculaire vorm. Elke component moet een bepaalde vermenigvuldiger hebben.
Voorbeelden voor zure omgevingen
De interactie van natriumnitriet met chloorzuur leidt tot de productie van natriumnitraat en zoutzuur. Om de coëfficiënten te rangschikken, wordt de methode van semi-reacties gebruikt, voorbeelden van het schrijven van vergelijkingengeassocieerd met het aangeven van een zure omgeving.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NO2- + H2O – 2e- → NEE3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
Bij dit proces wordt natriumnitraat gevormd uit nitriet en zoutzuur wordt gevormd uit chloorzuur. De oxidatietoestand van stikstof verandert van +3 naar +5, en de lading van chloor +5 wordt -1. Beide producten slaan niet neer.
Halfreacties voor alkalisch medium
Het uitvoeren van berekeningen met een overmaat aan hydroxide-ionen komt overeen met berekeningen voor zure oplossingen. De methode van halfreacties in een alkalisch medium begint ook met de uitdrukking van de samenstellende delen van het proces in de vorm van ionische vergelijkingen. Verschillen worden waargenomen tijdens de uitlijning van het aantal atomaire zuurstof. Dus moleculair water wordt toegevoegd aan de kant van de reactie met zijn overmaat, en hydroxide-anionen worden toegevoegd aan de andere kant.
De coëfficiënt voor het H2O molecuul toont het verschil in de hoeveelheid zuurstof na en voor de pijl, en voor OH-ionen is verdubbeld. Tijdens de oxidatieeen reagens dat als reductiemiddel werkt, verwijdert O-atomen uit hydroxylanionen.
De methode van halfreacties eindigt met de resterende stappen van het algoritme, die samenvallen met processen met een zure overmaat. Het eindresultaat is een moleculaire vergelijking.
Alkalische voorbeelden
Wanneer jodium wordt gemengd met natriumhydroxide, worden natriumjodide en jodaat, watermoleculen, gevormd. Om de balans van het proces te verkrijgen, wordt de halfreactiemethode gebruikt. Voorbeelden voor alkalische oplossingen hebben hun eigen specifieke kenmerken die verband houden met de egalisatie van atomaire zuurstof.
NaOH + I2 →NaI + NaIO3 + H2O
I + e- → I- |5
6OH- + I - 5e- → I- + 3H 2O + IO3- |1
I + 5I + 6OH- → 3H2O + 5I- + IO 3-
6Na+ → Na+ + 5Na+
6NaOH + 3I2 →5NaI + NaIO3 + 3H2O.
Het resultaat van de reactie is het verdwijnen van de violette kleur van moleculair jodium. Er is een verandering in de oxidatietoestand van dit element van 0 naar -1 en +5 met de vorming van natriumjodide en jodaat.
Reacties in een neutrale omgeving
Meestal is dit de naam van de processen die plaatsvinden tijdens de hydrolyse van zouten met de vorming van een licht zure (met een pH van 6 tot 7) of licht alkalische (met een pH van 7 tot 8) oplossing.
De halfreactiemethode in een neutraal medium wordt opgeschreven in meerdereopties.
De eerste methode houdt geen rekening met zouthydrolyse. Het medium wordt als neutraal beschouwd en moleculair water wordt links van de pijl toegewezen. In deze versie wordt de ene halfreactie als zuur beschouwd en de andere als alkalisch.
De tweede methode is geschikt voor processen waarin u de pH-waarde bij benadering kunt instellen. Vervolgens worden de reacties voor de ion-elektronmethode beschouwd in een alkalische of zure oplossing.
Neutrale omgeving voorbeeld
Wanneer waterstofsulfide wordt gecombineerd met natriumdichromaat in water, wordt een neerslag van zwavel-, natrium- en driewaardige chroomhydroxiden verkregen. Dit is een typische reactie voor een neutrale oplossing.
Na2Cr2O7 + H2 S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)3
H2S - 2e- → S + H+ |3
7H2O + Cr2O72- + 6e- → 8OH- + 2Cr(OH)3 |1
7H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3H+ +3S + 2Cr(OH)3 +8OH-. Waterstofkationen en hydroxide-anionen vormen samen 6 watermoleculen. Ze kunnen aan de rechter- en linkerkant worden verwijderd, zodat het overschot voor de pijl blijft.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Aan het einde van de reactie, een neerslag van blauw chroomhydroxide en geelzwavel in alkalische oplossing met natriumhydroxide. De oxidatietoestand van het element S met -2 wordt 0 en de chroomlading met +6 wordt +3.
