Molts processos químics tenen lloc amb un canvi en els estats d'oxidació dels àtoms que formen els compostos que reaccionen. L'escriptura d'equacions per a reaccions de tipus redox sovint va acompanyada de dificultats per disposar els coeficients davant de cada fórmula de substàncies. Amb aquests propòsits, s'han desenvolupat tècniques relacionades amb l'equilibri electrònic o electro-ió de distribució de càrrega. L'article descriu detalladament la segona manera d'escriure equacions.
Mètode de semireacció, entitat
També s'anomena balanç d'ions electrons de la distribució dels factors coeficients. El mètode es basa en l'intercanvi de partícules carregades negativament entre anions o cations en medis dissolts amb diferents valors de pH.
En les reaccions dels electròlits de tipus oxidant i reductor hi intervenen ions amb càrrega negativa o positiva. Equacions moleculars iòniquesEls tipus, basats en el mètode de les semireaccions, demostren clarament l'essència de qualsevol procés.
Per formar un equilibri, s'utilitza una designació especial d'electròlits d'un enllaç fort com a partícules iòniques, i compostos febles, gasos i precipitació en forma de molècules no dissociades. Com a part de l'esquema, cal indicar les partícules en què canvia el grau d'oxidació. Per determinar el medi dissolvent de l'equilibri, àcid (H+), alcalí (OH-) i neutre (H2). O) condicions.
Per a què serveix?
A l'OVR, el mètode de mitja reacció té com a objectiu escriure equacions iòniques per separat per als processos oxidatius i de reducció. El balanç final serà la seva suma.
Passos d'execució
El mètode de mitja reacció té les seves pròpies peculiaritats d'escriptura. L'algorisme inclou les etapes següents:
- El primer pas és escriure les fórmules de tots els reactius. Per exemple:
H2S + KMnO4 + HCl
- Aleshores cal establir la funció, des del punt de vista químic, de cada procés constituent. En aquesta reacció, KMnO4 actua com a agent oxidant, H2S és un agent reductor i HCl defineix un ambient àcid.
- El tercer pas és escriure a partir d'una nova línia les fórmules de compostos de reacció iònica amb un fort potencial electròlit, els àtoms dels quals tenen un canvi en els seus estats d'oxidació. En aquesta interacció, MnO4- actua com a agent oxidant, H2S ésreactiu reductor i H+ o el catió oxoni H3O+ determina l'entorn àcid. Els compostos electrolítics gasosos, sòlids o febles s'expressen mitjançant fórmules moleculars senceres.
Coneixent els components inicials, intenta determinar quins reactius oxidants i reductors tindran formes reduïdes i oxidades, respectivament. De vegades, les substàncies finals ja estan posades en les condicions, la qual cosa facilita la feina. Les equacions següents indiquen la transició de H2S (sulfur d'hidrogen) a S (sofre) i l'anió MnO4 -a Mn cation2+.
Per equilibrar les partícules atòmiques a les seccions esquerra i dreta, s'afegeix el catió hidrogen H+ o aigua molecular al medi àcid. A la solució alcalina s'afegeixen ions hidròxid OH- o H2O.
MnO4-→ Mn2+
En solució, un àtom d'oxigen dels ions manganat juntament amb H+ formen molècules d'aigua. Per igualar el nombre d'elements, l'equació s'escriu de la següent manera: 2O + Mn2+.
A continuació es realitza l'equilibri elèctric. Per fer-ho, tingueu en compte la quantitat total de càrrecs a la secció esquerra, resulta +7 i, a continuació, al costat dret, resulta +2. Per equilibrar el procés, s'afegeixen cinc partícules negatives a les substàncies inicials: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Això dóna lloc a una semireacció de reducció.
Ara segueix el procés d'oxidació per igualar el nombre d'àtoms. Per això, al costat dretafegir cations d'hidrogen: H2S → 2H+ + S.
Un cop igualats els càrrecs: H2S -2e- → 2H+ + S. Es pot veure que es treuen dues partícules negatives dels compostos de partida. Resulta la mitja reacció del procés oxidatiu.
Anoteu les dues equacions en una columna i igualeu els càrrecs donats i rebuts. Segons la regla per determinar els múltiples més petits, es selecciona un multiplicador per a cada mitja reacció. L'equació d'oxidació i reducció es multiplica per aquesta.
Ara podeu sumar els dos equilibris sumant els costats esquerre i dret i reduint el nombre de partícules d'electrons.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
A l'equació resultant, podeu reduir el nombre H+ en 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Comprovació de la correcció de l'equilibri iònic comptant el nombre d'àtoms d'oxigen abans i després de la fletxa, que és igual a 8. També cal comprovar les càrregues de les parts final i inicial de la balança: (+6) + (-2)=+4. Si tot coincideix, és correcte.
El mètode de mitja reacció acaba amb la transició de la notació iònica a l'equació molecular. Per a cada aniònic ipartícula catiònica del costat esquerre de la balança, es selecciona un ió oposat amb càrrega. Després es traslladen al costat dret, en la mateixa quantitat. Ara els ions es poden combinar en molècules senceres.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
És possible aplicar el mètode de les mitges reaccions, l'algorisme de les quals es redueix a escriure una equació molecular, juntament amb l'escriptura de balanços de tipus electrònic.
Determinació d'agents oxidants
Aquest paper pertany a les partícules iòniques, atòmiques o moleculars que accepten electrons carregats negativament. Les substàncies que s'oxiden pateixen reaccions de reducció. Tenen una deficiència electrònica que es pot omplir fàcilment. Aquests processos inclouen semireaccions redox.
No totes les substàncies tenen la capacitat d'acceptar electrons. Els agents oxidants forts inclouen:
- representants halògens;
- àcid com nítric, selènic i sulfúric;
- permanganat de potassi, dicromat, manganat, cromat;
- manganès i òxids tetravalents de plom;
- plata i or iònic;
- compostos gasosos d'oxigen;
- coure divalent i òxids de plata monovalents;
- components de sal que contenen clor;
- vodka reial;
- peròxid d'hidrogen.
Determinació d'agents reductors
Aquest paper pertany a les partícules iòniques, atòmiques o moleculars que desprenen una càrrega negativa. En les reaccions, les substàncies reductores experimenten una acció oxidant quan s'eliminen els electrons.
Les propietats restauratives tenen:
- representants de molts metalls;
- compostos tetravalents de sofre i sulfur d'hidrogen;
- àcids halogenats;
- sulfats de ferro, crom i manganès;
- clorur divalent d'estany;
- reactius que contenen nitrogen com ara àcid nitrós, òxid divalent, amoníac i hidrazina;
- carboni natural i el seu òxid divalent;
- molècules d'hidrogen;
- àcid fòsfor.
Avantatges del mètode d'ions d'electrons
Per escriure reaccions redox, s'utilitza més sovint el mètode de mitja reacció que el balanç electrònic.
Això es deu als avantatges del mètode d'ions d'electrons:
- Quan escriviu una equació, tingueu en compte els ions i els compostos reals que hi ha a la solució.
- És possible que inicialment no tingueu informació sobre les substàncies resultants, es determinen en les etapes finals.
- Les dades de grau d'oxidació no sempre són necessàries.
- Gràcies al mètode, podeu esbrinar el nombre d'electrons que participen en les semireaccions, com canvia el pH de la solució.
- Singularitatprocessos i l'estructura de les substàncies resultants.
Mitges reaccions en solució àcida
La realització de càlculs amb un excés d'ions d'hidrogen obeeix a l'algorisme principal. El mètode de les semireaccions en un medi àcid comença amb l'enregistrament de les parts constituents de qualsevol procés. Després s'expressen en forma d'equacions de la forma iònica amb l'equilibri de càrrega atòmica i electrònica. Els processos de caràcter oxidant i reductor es registren per separat.
Per igualar l'oxigen atòmic en la direcció de les reaccions amb el seu excés, s'introdueixen cations d'hidrogen. La quantitat de H+ hauria de ser suficient per obtenir aigua molecular. En la direcció de la manca d'oxigen, H2O.
A continuació, feu l'equilibri d'àtoms d'hidrogen i electrons.
Sumen les parts de les equacions abans i després de la fletxa amb la disposició dels coeficients.
Redueix ions i molècules idèntiques. Les partícules aniòniques i catiòniques que f alten s'afegeixen als reactius ja registrats a l'equació global. El seu número després i abans de la fletxa ha de coincidir.
L'equació OVR (mètode de mitja reacció) es considera complerta quan s'escriu una expressió ja feta d'una forma molecular. Cada component ha de tenir un multiplicador determinat.
Exemples d'entorns agres
La interacció del nitrit de sodi amb l'àcid clorric condueix a la producció de nitrat de sodi i àcid clorhídric. Per disposar els coeficients s'utilitza el mètode de les semireaccions, exemples d'equacions d'escripturaassociat a indicar un ambient àcid.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NO2- + H2O – 2e- → NO3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
En aquest procés, el nitrat de sodi es forma a partir del nitrit i l'àcid clorhídric es forma a partir de l'àcid cloròric. L'estat d'oxidació del nitrogen canvia de +3 a +5, i la càrrega de clor +5 es converteix en -1. Tots dos productes no precipiten.
Semireaccions per al medi alcalí
La realització de càlculs amb un excés d'ions hidròxid correspon a càlculs per a solucions àcides. El mètode de les semireaccions en un medi alcalí també comença amb l'expressió de les parts constituents del procés en forma d'equacions iòniques. S'observen diferències durant l'alineació del nombre d'oxigen atòmic. Per tant, s'afegeix aigua molecular al costat de la reacció amb el seu excés i s'afegeixen anions hidròxid al costat oposat.
El coeficient davant de la molècula H2O mostra la diferència en la quantitat d'oxigen després i abans de la fletxa, i per a OH-ions es duplica. Durant l'oxidacióun reactiu que actua com a agent reductor elimina els àtoms d'O dels anions hidroxil.
El mètode de les mitges reaccions acaba amb els passos restants de l'algorisme, que coincideixen amb processos que tenen un excés d'àcid. El resultat final és una equació molecular.
Exemples alcalins
Quan el iode es barreja amb hidròxid de sodi, es formen iodur i iodat de sodi, molècules d'aigua. Per obtenir l'equilibri del procés, s'utilitza el mètode de la mitja reacció. Els exemples de solucions alcalines tenen les seves pròpies especificitats associades a l'equalització de l'oxigen atòmic.
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.
El resultat de la reacció és la desaparició del color violeta del iode molecular. Hi ha un canvi en l'estat d'oxidació d'aquest element de 0 a -1 i +5 amb la formació de iodur i iodat de sodi.
Reaccions en un entorn neutre
Acostuma a ser el nom dels processos que tenen lloc durant la hidròlisi de sals amb formació d'una solució lleugerament àcida (amb un pH de 6 a 7) o lleugerament alcalina (amb un pH de 7 a 8).
El mètode de mitja reacció en un medi neutre s'escriu en diversosopcions.
El primer mètode no té en compte la hidròlisi de la sal. El medi es pren com a neutre i l'aigua molecular s'assigna a l'esquerra de la fletxa. En aquesta versió, una mitja reacció es considera àcida i l' altra com a alcalina.
El segon mètode és adequat per a processos en què podeu establir el valor aproximat del valor de pH. Aleshores, les reaccions del mètode ió-electró es consideren en una solució alcalina o àcida.
Exemple d'entorn neutre
Quan el sulfur d'hidrogen es combina amb dicromat de sodi a l'aigua, s'obté un precipitat d'hidròxids de sofre, sodi i crom trivalent. Aquesta és una reacció típica per a una solució neutra.
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-. Els cations d'hidrogen i els anions hidròxid es combinen per formar 6 molècules d'aigua. Es poden treure dels costats dret i esquerre, deixant l'excés davant de la fletxa.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Al final de la reacció, un precipitat d'hidròxid de crom blau i grocsofre en solució alcalina amb hidròxid de sodi. L'estat d'oxidació de l'element S amb -2 passa a 0 i la càrrega de crom amb +6 es converteix en +3.
