Πολλές χημικές διεργασίες λαμβάνουν χώρα με μια αλλαγή στις καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων που σχηματίζουν τις ενώσεις που αντιδρούν. Η σύνταξη εξισώσεων για αντιδράσεις τύπου οξειδοαναγωγής συνοδεύεται συχνά από δυσκολία στη διάταξη των συντελεστών μπροστά από κάθε τύπο ουσιών. Για τους σκοπούς αυτούς, έχουν αναπτυχθεί τεχνικές που σχετίζονται με την ηλεκτρονική ή την ισορροπία ιόντων ηλεκτρονίων κατανομής φορτίου. Το άρθρο περιγράφει λεπτομερώς τον δεύτερο τρόπο γραφής εξισώσεων.
Μέθοδος ημι-αντίδρασης, οντότητα
Ονομάζεται επίσης ισοζύγιο ηλεκτρονίων-ιόντων της κατανομής των συντελεστών συντελεστών. Η μέθοδος βασίζεται στην ανταλλαγή αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων μεταξύ ανιόντων ή κατιόντων σε διαλυμένα μέσα με διαφορετικές τιμές pH.
Στις αντιδράσεις ηλεκτρολυτών οξειδωτικού και αναγωγικού τύπου εμπλέκονται ιόντα με αρνητικό ή θετικό φορτίο. Μοριακές-ιοντικές εξισώσειςτύποι, βασισμένοι στη μέθοδο των ημι-αντιδράσεων, αποδεικνύουν ξεκάθαρα την ουσία κάθε διαδικασίας.
Για να σχηματιστεί μια ισορροπία, χρησιμοποιείται μια ειδική ονομασία ηλεκτρολυτών ισχυρού δεσμού ως ιοντικά σωματίδια και αδύναμες ενώσεις, αέρια και κατακρήμνιση με τη μορφή αδιάσπαστων μορίων. Ως μέρος του σχήματος, είναι απαραίτητο να υποδεικνύονται τα σωματίδια στα οποία αλλάζει ο βαθμός οξείδωσής τους. Για τον προσδιορισμό του διαλυτικού μέσου στην ισορροπία, όξινο (H+), αλκαλικό (OH-) και ουδέτερο (H2O) συνθήκες.
Σε τι χρησιμοποιείται;
Στην OVR, η μέθοδος ημιαντίδρασης στοχεύει στην εγγραφή ιοντικών εξισώσεων χωριστά για οξειδωτικές και αναγωγικές διεργασίες. Το τελικό υπόλοιπο θα είναι το άθροισμά τους.
Βήματα εκτέλεσης
Η μέθοδος μισής αντίδρασης έχει τις δικές της ιδιαιτερότητες γραφής. Ο αλγόριθμος περιλαμβάνει τα ακόλουθα στάδια:
- Το πρώτο βήμα είναι να γράψετε τους τύπους όλων των αντιδρώντων. Για παράδειγμα:
H2S + KMnO4 + HCl
- Στη συνέχεια, πρέπει να καθορίσετε τη λειτουργία, από χημική άποψη, κάθε συστατικής διεργασίας. Σε αυτήν την αντίδραση, το KMnO4 δρα ως οξειδωτικός παράγοντας, το H2S είναι ένας αναγωγικός παράγοντας και το HCl ορίζει ένα όξινο περιβάλλον.
- Το τρίτο βήμα είναι να γράψετε από μια νέα γραμμή τους τύπους των ιοντικών αντιδρώντων ενώσεων με ισχυρό δυναμικό ηλεκτρολυτών, τα άτομα των οποίων έχουν μια αλλαγή στις καταστάσεις οξείδωσής τους. Σε αυτήν την αλληλεπίδραση, το MnO4- δρα ως οξειδωτικός παράγοντας, το H2S είναιαναγωγικό αντιδραστήριο και H+ ή κατιόν οξωνίου H3O+ καθορίζει το όξινο περιβάλλον. Οι αέριες, στερεές ή ασθενείς ηλεκτρολυτικές ενώσεις εκφράζονται με ολόκληρους μοριακούς τύπους.
Γνωρίζοντας τα αρχικά συστατικά, προσπαθήστε να προσδιορίσετε ποια οξειδωτικά και αναγωγικά αντιδραστήρια θα έχουν ανηγμένη και οξειδωμένη μορφή, αντίστοιχα. Μερικές φορές οι τελικές ουσίες είναι ήδη ρυθμισμένες στις συνθήκες, γεγονός που διευκολύνει τη δουλειά. Οι ακόλουθες εξισώσεις υποδεικνύουν τη μετάβαση του H2S (υδρόθειο) σε S (θείο) και του ανιόντος MnO4 -έως Mn κατιόν2+.
Για να εξισορροπηθούν τα ατομικά σωματίδια στο αριστερό και το δεξί τμήμα, προστίθεται κατιόν υδρογόνου H+ ή μοριακό νερό στο όξινο μέσο. Στο αλκαλικό διάλυμα προστίθενται ιόντα υδροξειδίου OH- ή H2O.
MnO4-→ Mn2+
Σε διάλυμα, ένα άτομο οξυγόνου από ιόντα μαγγανικού μαζί με H+ σχηματίζουν μόρια νερού. Για να εξισωθεί ο αριθμός των στοιχείων, η εξίσωση γράφεται ως εξής: 2O + Mn2+.
Στη συνέχεια πραγματοποιείται ηλεκτρική εξισορρόπηση. Για να το κάνετε αυτό, εξετάστε το συνολικό ποσό των χρεώσεων στο αριστερό τμήμα, βγαίνει +7 και, στη συνέχεια, στη δεξιά πλευρά, βγαίνει +2. Για να εξισορροπηθεί η διαδικασία, πέντε αρνητικά σωματίδια προστίθενται στις αρχικές ουσίες: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα μια μισή αντίδραση μείωσης.
Τώρα ακολουθεί η διαδικασία οξείδωσης για να εξισωθεί ο αριθμός των ατόμων. Για αυτό, στη δεξιά πλευράπροσθήκη κατιόντων υδρογόνου: H2S → 2H+ + S.
Αφού εξισωθούν οι χρεώσεις: H2S -2e- → 2H+ + S. Μπορεί να φανεί ότι δύο αρνητικά σωματίδια αφαιρούνται από τις αρχικές ενώσεις. Αποδεικνύεται η μισή αντίδραση της οξειδωτικής διαδικασίας.
Γράψτε και τις δύο εξισώσεις σε μια στήλη και εξισώστε τις δοσμένες και τις ληφθείσες χρεώσεις. Σύμφωνα με τον κανόνα για τον προσδιορισμό των μικρότερων πολλαπλασίων, επιλέγεται ένας πολλαπλασιαστής για κάθε ημιαντίδραση. Η εξίσωση οξείδωσης και αναγωγής πολλαπλασιάζεται με αυτήν.
Τώρα μπορείτε να προσθέσετε τις δύο ισορροπίες προσθέτοντας την αριστερή και τη δεξιά πλευρά μαζί και μειώνοντας τον αριθμό των σωματιδίων ηλεκτρονίων.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
Στην εξίσωση που προκύπτει, μπορείτε να μειώσετε τον αριθμό H+ κατά 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Έλεγχος της ορθότητας της ισορροπίας ιόντων μετρώντας τον αριθμό των ατόμων οξυγόνου πριν και μετά το βέλος, που ισούται με 8. Είναι επίσης απαραίτητο να ελέγξετε τα φορτία του τελικού και του αρχικού μέρους του ισοζυγίου: (+6) + (-2)=+4. Αν όλα ταιριάζουν, τότε είναι σωστό.
Η μέθοδος ημιαντίδρασης τελειώνει με τη μετάβαση από τον ιοντικό συμβολισμό στη μοριακή εξίσωση. Για κάθε ανιονικό καικατιονικό σωματίδιο της αριστερής πλευράς του ζυγού, επιλέγεται ένα αντίθετο ιόν. Στη συνέχεια μεταφέρονται στη δεξιά πλευρά, στην ίδια ποσότητα. Τώρα τα ιόντα μπορούν να συνδυαστούν σε ολόκληρα μόρια.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Είναι δυνατή η εφαρμογή της μεθόδου των ημι-αντιδράσεων, ο αλγόριθμος της οποίας συνοψίζεται στη σύνταξη μιας μοριακής εξίσωσης, μαζί με την εγγραφή ισορροπιών ηλεκτρονικού τύπου.
Προσδιορισμός οξειδωτικών παραγόντων
Αυτός ο ρόλος ανήκει σε ιοντικά, ατομικά ή μοριακά σωματίδια που δέχονται αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια. Οι ουσίες που οξειδώνονται υφίστανται αναγωγή στις αντιδράσεις. Έχουν μια ηλεκτρονική έλλειψη που μπορεί να καλυφθεί εύκολα. Τέτοιες διεργασίες περιλαμβάνουν ημι-αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.
Δεν έχουν όλες οι ουσίες την ικανότητα να δέχονται ηλεκτρόνια. Οι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες περιλαμβάνουν:
- αντιπρόσωποι αλογόνου;
- οξύ όπως νιτρικό, σεληνικό και θειικό;
- υπερμαγγανικό κάλιο, διχρωμικό, μαγγανικό, χρωμικό;
- τετρασθενή οξείδια μαγγανίου και μολύβδου;
- ιονικό ασήμι και χρυσός;
- αέριες ενώσεις οξυγόνου;
- δισθενή χαλκό και μονοσθενή οξείδια αργύρου;
- συστατικά αλατιού που περιέχουν χλώριο;
- βασιλική βότκα;
- υπεροξείδιο του υδρογόνου.
Προσδιορισμός αναγωγικών παραγόντων
Αυτός ο ρόλος ανήκει σε ιοντικά, ατομικά ή μοριακά σωματίδια που εκπέμπουν αρνητικό φορτίο. Στις αντιδράσεις, οι αναγωγικές ουσίες υφίστανται μια οξειδωτική δράση όταν αποβάλλονται τα ηλεκτρόνια.
Οι ιδιότητες αποκατάστασης έχουν:
- αντιπρόσωποι πολλών μετάλλων;
- τετρασθενείς ενώσεις θείου και υδρόθειο;
- αλογονωμένα οξέα;
- θειικά άλατα σιδήρου, χρωμίου και μαγγανίου;
- δισθενές χλωριούχο κασσίτερο;
- αντιδραστήρια που περιέχουν άζωτο όπως νιτρώδες οξύ, δισθενές οξείδιο, αμμωνία και υδραζίνη;
- φυσικός άνθρακας και το δισθενές οξείδιο του;
- μόρια υδρογόνου;
- φωσφορικό οξύ.
Πλεονεκτήματα της μεθόδου ιόντων ηλεκτρονίων
Για να γράψετε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, η μέθοδος μισής αντίδρασης χρησιμοποιείται συχνότερα από την ισορροπία ηλεκτρονικής μορφής.
Αυτό οφείλεται στα πλεονεκτήματα της μεθόδου ηλεκτρονίων:
- Όταν γράφετε μια εξίσωση, λάβετε υπόψη τα πραγματικά ιόντα και ενώσεις που υπάρχουν στο διάλυμα.
- Μπορεί αρχικά να μην έχετε πληροφορίες σχετικά με τις ουσίες που προκύπτουν, προσδιορίζονται στα τελικά στάδια.
- Τα δεδομένα βαθμού οξείδωσης δεν χρειάζονται πάντα.
- Χάρη στη μέθοδο, μπορείτε να μάθετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στις ημι-αντιδράσεις, πώς αλλάζει το pH του διαλύματος.
- Ιδιομορφίαδιεργασίες και τη δομή των ουσιών που προκύπτουν.
Ημιαντιδράσεις σε διάλυμα οξέος
Η διεξαγωγή υπολογισμών με περίσσεια ιόντων υδρογόνου υπακούει στον κύριο αλγόριθμο. Η μέθοδος των ημι-αντιδράσεων σε ένα όξινο μέσο ξεκινά με την καταγραφή των συστατικών μερών οποιασδήποτε διαδικασίας. Στη συνέχεια εκφράζονται με τη μορφή εξισώσεων της ιοντικής μορφής με την ισορροπία ατομικού και ηλεκτρονικού φορτίου. Οι διεργασίες οξειδωτικής και αναγωγικής φύσης καταγράφονται χωριστά.
Για την εξίσωση του ατομικού οξυγόνου προς την κατεύθυνση των αντιδράσεων με την περίσσευσή του, εισάγονται κατιόντα υδρογόνου. Η ποσότητα του H+ θα πρέπει να είναι αρκετή για τη λήψη μοριακού νερού. Στην κατεύθυνση της έλλειψης οξυγόνου, H2O.
Στη συνέχεια πραγματοποιήστε την ισορροπία των ατόμων υδρογόνου και των ηλεκτρονίων.
Αθροίζουν τα μέρη των εξισώσεων πριν και μετά το βέλος με τη διάταξη των συντελεστών.
Μειώστε τα ίδια ιόντα και μόρια. Τα ανιονικά και κατιονικά σωματίδια που λείπουν προστίθενται στα ήδη καταγεγραμμένα αντιδραστήρια στη συνολική εξίσωση. Ο αριθμός τους μετά και πριν από το βέλος πρέπει να ταιριάζει.
Η εξίσωση OVR (μέθοδος μισής αντίδρασης) θεωρείται ότι έχει εκπληρωθεί όταν γράφουμε μια έτοιμη έκφραση μιας μοριακής μορφής. Κάθε στοιχείο πρέπει να έχει έναν συγκεκριμένο πολλαπλασιαστή.
Παραδείγματα για όξινα περιβάλλοντα
Η αλληλεπίδραση του νιτρώδους νατρίου με το χλωρικό οξύ οδηγεί στην παραγωγή νιτρικού νατρίου και υδροχλωρικού οξέος. Για τη διευθέτηση των συντελεστών, χρησιμοποιείται η μέθοδος των ημι-αντιδράσεων, παραδείγματα γραφής εξισώσεωνσχετίζεται με την ένδειξη όξινου περιβάλλοντος.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
ΟΧΙ2- + H2O – 2e- → ΟΧΙ3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
Σε αυτή τη διαδικασία, το νιτρικό νάτριο σχηματίζεται από νιτρώδες άλας και το υδροχλωρικό οξύ από το χλωρικό οξύ. Η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου αλλάζει από +3 σε +5 και το φορτίο του χλωρίου +5 γίνεται -1. Και τα δύο προϊόντα δεν καθιζάνουν.
Ημι-αντιδράσεις για αλκαλικό μέσο
Η διεξαγωγή υπολογισμών με περίσσεια ιόντων υδροξειδίου αντιστοιχεί σε υπολογισμούς για όξινα διαλύματα. Η μέθοδος των ημι-αντιδράσεων σε ένα αλκαλικό μέσο ξεκινά επίσης με την έκφραση των συστατικών μερών της διαδικασίας με τη μορφή ιοντικών εξισώσεων. Διαφορές παρατηρούνται κατά την ευθυγράμμιση του αριθμού του ατομικού οξυγόνου. Έτσι, προστίθεται μοριακό νερό στην πλευρά της αντίδρασης με την περίσσεια του, και ανιόντα υδροξειδίου προστίθενται στην αντίθετη πλευρά.
Ο συντελεστής μπροστά από το μόριο H2O δείχνει τη διαφορά στην ποσότητα οξυγόνου μετά και πριν από το βέλος και για OH-ιόντα διπλασιάζεται. Κατά την οξείδωσηένα αντιδραστήριο που δρα ως αναγωγικός παράγοντας αφαιρεί άτομα Ο από ανιόντα υδροξυλίου.
Η μέθοδος των ημι-αντιδράσεων τελειώνει με τα υπόλοιπα βήματα του αλγορίθμου, τα οποία συμπίπτουν με διεργασίες που έχουν όξινη περίσσεια. Το τελικό αποτέλεσμα είναι μια μοριακή εξίσωση.
Αλκαλικά παραδείγματα
Όταν το ιώδιο αναμιγνύεται με υδροξείδιο του νατρίου, σχηματίζονται μόρια νερού και ιωδιούχο νάτριο και ιωδικό. Για να επιτευχθεί η ισορροπία της διαδικασίας, χρησιμοποιείται η μέθοδος ημι-αντίδρασης. Τα παραδείγματα για αλκαλικά διαλύματα έχουν τις δικές τους ιδιαιτερότητες που σχετίζονται με την εξίσωση του ατομικού οξυγόνου.
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.
Το αποτέλεσμα της αντίδρασης είναι η εξαφάνιση του ιώδους χρώματος του μοριακού ιωδίου. Υπάρχει μια αλλαγή στην κατάσταση οξείδωσης αυτού του στοιχείου από 0 σε -1 και +5 με το σχηματισμό ιωδιούχου νατρίου και ιωδικού.
Αντιδράσεις σε ουδέτερο περιβάλλον
Συνήθως έτσι ονομάζονται οι διεργασίες που λαμβάνουν χώρα κατά την υδρόλυση των αλάτων με το σχηματισμό ενός ελαφρώς όξινου (με pH 6 έως 7) ή ελαφρώς αλκαλικού (με pH 7 έως 8) διαλύματος.
Η μέθοδος ημιαντίδρασης σε ουδέτερο μέσο καταγράφεται σε πολλάεπιλογές.
Η πρώτη μέθοδος δεν λαμβάνει υπόψη την υδρόλυση αλάτων. Το μέσο λαμβάνεται ως ουδέτερο και το μοριακό νερό εκχωρείται στα αριστερά του βέλους. Σε αυτήν την έκδοση, η μία ημιαντίδραση θεωρείται όξινη και η άλλη ως αλκαλική.
Η δεύτερη μέθοδος είναι κατάλληλη για διαδικασίες στις οποίες μπορείτε να ορίσετε την κατά προσέγγιση τιμή της τιμής του pH. Στη συνέχεια, οι αντιδράσεις για τη μέθοδο ιόντων-ηλεκτρονίου εξετάζονται σε αλκαλικό ή όξινο διάλυμα.
Παράδειγμα ουδέτερου περιβάλλοντος
Όταν το υδρόθειο συνδυάζεται με διχρωμικό νάτριο σε νερό, λαμβάνεται ένα ίζημα από υδροξείδια θείου, νατρίου και τρισθενούς χρωμίου. Αυτή είναι μια τυπική αντίδραση για ένα ουδέτερο διάλυμα.
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-. Τα κατιόντα υδρογόνου και τα ανιόντα υδροξειδίου συνδυάζονται για να σχηματίσουν 6 μόρια νερού. Μπορούν να αφαιρεθούν από τη δεξιά και την αριστερή πλευρά, αφήνοντας την περίσσεια μπροστά από το βέλος.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Στο τέλος της αντίδρασης, ένα ίζημα από μπλε υδροξείδιο του χρωμίου και κίτρινοθείο σε αλκαλικό διάλυμα με υδροξείδιο του νατρίου. Η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου S με -2 γίνεται 0 και το φορτίο χρωμίου με +6 γίνεται +3.
