Poolreaktsiooni meetod: algoritm

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Viimati modifitseeritud: 2023-12-17 05:24

Paljud keemilised protsessid toimuvad koos reageerivaid ühendeid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete muutumisega. Redoks-tüüpi reaktsioonide võrrandite kirjutamisega kaasnevad sageli raskused koefitsientide paigutamisel iga ainete valemi ette. Nendel eesmärkidel on välja töötatud tehnikad, mis on seotud laengujaotuse elektroonilise või elektronioonide tasakaaluga. Artiklis kirjeldatakse üksikasjalikult teist võrrandite kirjutamise viisi.

Poolreaktsiooni meetod, olem

Seda nimetatakse ka koefitsientide jaotuse elektronioonide tasakaaluks. Meetod põhineb negatiivselt laetud osakeste vahetamisel anioonide või katioonide vahel erineva pH väärtusega lahustunud keskkonnas.

Oksüdeerivat ja redutseerivat tüüpi elektrolüütide reaktsioonides osalevad negatiivse või positiivse laenguga ioonid. Molekulaar-ioonvõrrandidtüübid, mis põhinevad poolreaktsioonide meetodil, tõestavad selgelt iga protsessi olemust.

Tasakaalu moodustamiseks kasutatakse tugeva sidemega elektrolüütide spetsiaalset tähistust ioonsete osakestena ning nõrkade ühendite, gaaside ja sadenemiseta dissotsieerumata molekulide kujul. Skeemi osana on vaja näidata osakesed, milles nende oksüdatsiooniaste muutub. Lahusti keskkonna määramiseks tasakaalus happeline (H⁺), aluseline (OH^-) ja neutraalne (H_{2O) tingimused.}

Milleks seda kasutatakse?

OVR-is on poolreaktsiooni meetod suunatud ioonvõrrandite eraldi kirjutamisele oksüdatiivsete ja redutseerimisprotsesside jaoks. Lõplik saldo on nende summeerimine.

Täitmisetapid

Poolreaktsiooni meetodil on kirjutamisel oma eripärad. Algoritm sisaldab järgmisi etappe:

- Esimene samm on kõigi reaktiivide valemid üles kirjutada. Näiteks:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Seejärel peate kindlaks määrama iga koostisosa protsessi funktsiooni keemilisest seisukohast. Selles reaktsioonis toimib KMnO₄ oksüdeeriva ainena, H₂S on redutseerija ja HCl määrab happelise keskkonna.

- Kolmas samm on uuelt re alt üles kirjutada tugeva elektrolüüdipotentsiaaliga ioonselt reageerivate ühendite valemid, mille aatomite oksüdatsiooniaste on muutunud. Selles interaktsioonis toimib MnO₄^- oksüdeeriva ainena, H₂S onredutseeriv reagent ja H⁺ või oksooniumi katioon H₃O⁺ määrab happelise keskkonna. Gaasilised, tahked või nõrgad elektrolüütilised ühendid on väljendatud täismolekulvalemitega.

Teades algkomponente, proovige kindlaks teha, millistel oksüdeerivatel ja redutseerivatel reaktiividel on vastav alt redutseeritud ja oksüdeerunud vorm. Mõnikord on lõplikud ained juba tingimustes paika pandud, mis teeb töö lihtsamaks. Järgmised võrrandid näitavad H₂S (vesiniksulfiid) üleminekut S-ks (väävel) ja aniooni MnO₄ ^{-kuni Mn katioon}2+.

Aatomiosakeste tasakaalustamiseks vasak- ja parempoolses osas lisatakse happelisele keskkonnale vesinikkatiooni H⁺ või molekulaarvett. Aluselisele lahusele lisatakse hüdroksiidioonid OH^- või H₂O.

MnO₄^-→ Mn²⁺

Lahuses moodustab manganaadi ioonide hapnikuaatom koos H⁺ veemolekule. Elementide arvu võrdsustamiseks kirjutatakse võrrand järgmiselt: 2^{O + Mn}2+.

Seejärel teostatakse elektriline tasakaalustamine. Selleks arvestage vasakpoolses jaotises olevate tasude kogusummat, see on +7 ja seejärel parempoolses osas +2. Protsessi tasakaalustamiseks lisatakse lähteainetele viis negatiivset osakest: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Selle tulemuseks on poolreaktsiooni vähenemine.

Nüüd järgneb oksüdatsiooniprotsess aatomite arvu võrdsustamiseks. Selleks paremal küljellisage vesinikkatioonid: H₂S → 2H⁺ + S.

Pärast tasude ühtlustamist: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. On näha, et lähteühenditelt võetakse ära kaks negatiivset osakest. Selgub oksüdatiivse protsessi poolreaktsioon.

Kirjutage mõlemad võrrandid veergu ning võrdsustage antud ja saadud laengud. Väikseimate kordajate määramise reegli kohaselt valitakse iga poolreaktsiooni jaoks kordaja. Oksüdatsiooni- ja redutseerimisvõrrand korrutatakse sellega.

Nüüd saate lisada kaks tasakaalu, liites kokku vasaku ja parema külje ning vähendades elektronosakeste arvu.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

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

Saadud võrrandis saate arvu H⁺ 10 võrra vähendada: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Ioonide tasakaalu õigsuse kontrollimine, lugedes hapnikuaatomite arvu enne ja pärast noolt, mis võrdub 8-ga. Samuti on vaja kontrollida bilansi lõpp- ja algosa laenguid: (+6) + (-2)=+4. Kui kõik ühtib, on see õige.

Poolreaktsiooni meetod lõpeb üleminekuga ioonsel tähistusel molekulaarvõrrandile. Iga anioonse jaTasakaalu vasaku poole katioonne osake, valitakse laenguga vastanduv ioon. Seejärel kantakse need paremale küljele, samas koguses. Nüüd saab ioone ühendada terveteks molekulideks.

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

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Võimalik on rakendada poolreaktsioonide meetodit, mille algoritm taandub molekulaarvõrrandi kirjutamisele koos elektroonilise tüüpi saldode kirjutamisega.

Oksüdeerivate ainete määramine

See roll kuulub ioon-, aatomi- või molekulaarosakestele, mis võtavad vastu negatiivselt laetud elektrone. Ained, mis oksüdeeruvad, taanduvad reaktsioonides. Neil on elektrooniline puudus, mida saab kergesti täita. Sellised protsessid hõlmavad redoks-poolreaktsioone.

Kõigil ainetel pole võimet elektrone vastu võtta. Tugevate oksüdeerivate ainete hulka kuuluvad:

• halogeeni esindajad;
• happed nagu lämmastik, seleen ja väävelhape;
• kaaliumpermanganaat, dikromaat, manganaat, kromaat;
• mangaan ja plii neljavalentsed oksiidid;
• hõbe ja kuld ioonsed;
• gaasilised hapnikuühendid;
• kahevalentne vask ja ühevalentsed hõbeoksiidid;
• kloori sisaldavad soolakomponendid;
• kuninglik viin;
• vesinikperoksiid.

Reduktorite määramine

See roll kuulub ioon-, aatomi- või molekulaarosakestele, mis eraldavad negatiivse laengu. Reaktsioonides läbivad redutseerivad ained elektronide elimineerimisel oksüdeeriva toime.

Taastavatel omadustel on:

• paljude metallide esindajad;
• nelevalentsed väävliühendid ja vesiniksulfiid;
• halogeenitud happed;
• raud-, kroom- ja mangaansulfaadid;
• tina kahevalentne kloriid;
• lämmastikku sisaldavad reaktiivid, nagu dilämmastikhape, kahevalentne oksiid, ammoniaak ja hüdrasiin;
• looduslik süsinik ja selle kahevalentne oksiid;
• vesiniku molekulid;
• fosforhape.

Elektronioonmeetodi eelised

Redoksreaktsioonide kirjutamiseks kasutatakse poolreaktsiooni meetodit sagedamini kui elektroonilist vormi tasakaalu.

Selle põhjuseks on elektronioonmeetodi eelised:

1. Võrrandi kirjutamisel arvestage lahuses esinevate tegelike ioonide ja ühenditega.
2. Teil ei pruugi tekkivate ainete kohta esialgu teavet olla, need määratakse kindlaks viimastes etappides.
3. Oksüdatsiooniastme andmeid pole alati vaja.
4. Tänu meetodile saate teada poolreaktsioonides osalevate elektronide arvu, kuidas muutub lahuse pH.
5. Singulaarsusprotsessid ja tekkivate ainete struktuur.

Poolreaktsioonid happelahuses

Arvutuste tegemine vesinikioonide liiaga järgib põhialgoritmi. Happelises keskkonnas poolreaktsioonide meetod algab mis tahes protsessi koostisosade registreerimisega. Seejärel väljendatakse neid ioonse vormi võrranditena aatomi- ja elektronlaengu tasakaaluga. Oksüdeeriva ja redutseeriva iseloomuga protsessid registreeritakse eraldi.

Aatomi hapniku võrdsustamiseks selle liiaga reaktsioonide suunas sisestatakse vesinikkatioonid. H⁺ kogus peaks olema molekulaarvee saamiseks piisav. Hapnikupuuduse suunas H₂O.

Seejärel viige läbi vesinikuaatomite ja elektronide tasakaal.

Nad võtavad koefitsientide paigutusega kokku võrrandite osad enne ja pärast noolt.

Vähendage identseid ioone ja molekule. Puuduvad anioonsed ja katioonsed osakesed lisatakse üldvõrrandis juba registreeritud reagentidele. Nende arv pärast ja enne noolt peab ühtima.

Molekulaarvormi valmisavaldise kirjutamisel loetakse OVR võrrand (poolreaktsiooni meetod) täidetuks. Igal komponendil peab olema kindel kordaja.

Näited hapu keskkondade kohta

Naatriumnitriti ja kloorhappe koosmõju põhjustab naatriumnitraadi ja vesinikkloriidhappe teket. Koefitsientide järjestamiseks kasutatakse poolreaktsioonide meetodit, võrrandite kirjutamise näiteidseostatakse happelise keskkonna näitamisega.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → EI₃^- +2H⁺ |3

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

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Selles protsessis moodustub nitritist naatriumnitraat ja kloorhappest vesinikkloriidhape. Lämmastiku oksüdatsiooniaste muutub +3-lt +5-ni ja kloori laeng +5 muutub -1-ks. Mõlemad tooted ei sadestu.

Leeliselise keskkonna poolreaktsioonid

Arvutuste tegemine hüdroksiidioonide liiaga vastab happeliste lahuste arvutustele. Poolreaktsioonide meetod aluselises keskkonnas algab samuti protsessi koostisosade väljendamisega ioonvõrrandite kujul. Aatomhapniku arvu joondamisel täheldatakse erinevusi. Niisiis lisatakse reaktsiooni poolele molekulaarvett selle ülejäägiga ja hüdroksiidi anioone lisatakse vastaspoolele.

Molekuli H₂O ees olev koefitsient näitab hapniku koguse erinevust pärast ja enne noolt ning OH^{-iooni on see kahekordistunud. Oksüdatsiooni ajalreaktiiv, mis toimib redutseeriva ainena, eemaldab hüdroksüülanioonidest O-aatomid.}

Poolreaktsioonide meetod lõpeb algoritmi ülejäänud sammudega, mis langevad kokku protsessidega, millel on happeline liig. Lõpptulemuseks on molekulaarvõrrand.

Aluselised näited

Joodi segamisel naatriumhüdroksiidiga tekivad naatriumjodiid ja jodaat, veemolekulid. Protsessi tasakaalu saavutamiseks kasutatakse poolreaktsiooni meetodit. Leeliseliste lahuste näidetel on oma eripärad, mis on seotud aatomi hapnikusisalduse võrdsustamisega.

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.

Reaktsiooni tulemuseks on molekulaarse joodi violetse värvuse kadumine. Selle elemendi oksüdatsiooniaste muutub 0 kuni -1 ja +5 koos naatriumjodiidi ja jodaadi moodustumisega.

Reaktsioonid neutraalses keskkonnas

Tavaliselt nimetatakse niimoodi protsesse, mis toimuvad soolade hüdrolüüsil kergelt happelise (pH 6–7) või nõrg alt aluselise (pH 7–8) lahuse moodustumisega..

Poolreaktsiooni meetod neutraalses keskkonnas on kirjas mitmesvalikud.

Esimene meetod ei võta soola hüdrolüüsi arvesse. Söödet peetakse neutraalseks ja molekulaarne vesi määratakse noolest vasakule. Selles versioonis peetakse ühte poolreaktsiooni happeliseks ja teist leeliseliseks.

Teine meetod sobib protsesside jaoks, mille käigus saate määrata pH väärtuse ligikaudse väärtuse. Seejärel vaadeldakse ioon-elektron meetodi reaktsioone leeliselises või happelises lahuses.

Neutraalse keskkonna näide

Kui vesiniksulfiid kombineeritakse vees naatriumdikromaadiga, tekib väävli-, naatriumi- ja kolmevalentse kroomhüdroksiidi sade. See on tüüpiline reaktsioon neutraalsele lahusele.

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^-. Vesiniku katioonid ja hüdroksiidi anioonid ühinevad, moodustades 6 veemolekuli. Neid saab eemaldada parem alt ja vasakult küljelt, jättes ülejäägi noole ette.

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

2Na⁺ → 2Na⁺

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

Reaktsiooni lõpus sinise kroomhüdroksiidi ja kollase sadeväävel leeliselises lahuses naatriumhüdroksiidiga. Elemendi S oksüdatsiooniaste väärtusega -2 saab 0 ja kroomi laeng +6 korral muutub +3.