Daudzi ķīmiski procesi notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpēm, kas veido reaģējošos savienojumus. Redoksveida reakciju vienādojumu rakstīšana bieži vien ir saistīta ar grūtībām sakārtot koeficientus katras vielu formulas priekšā. Šiem nolūkiem ir izstrādātas metodes, kas saistītas ar lādiņu sadalījuma elektronisko vai elektronu jonu līdzsvaru. Rakstā ir sīki aprakstīts otrais vienādojumu rakstīšanas veids.
Pusreakcijas metode, entītija
To sauc arī par koeficientu faktoru sadalījuma elektronu-jonu līdzsvaru. Metode ir balstīta uz negatīvi lādētu daļiņu apmaiņu starp anjoniem vai katjoniem izšķīdinātā vidē ar dažādām pH vērtībām.
Oksidējošā un reducējošā tipa elektrolītu reakcijās tiek iesaistīti joni ar negatīvu vai pozitīvu lādiņu. Molekulāri jonu vienādojumiveidi, pamatojoties uz pusreakciju metodi, skaidri pierāda jebkura procesa būtību.
Līdzsvara veidošanai tiek izmantots īpašs spēcīgas saites elektrolītu apzīmējums kā jonu daļiņas un vāji savienojumi, gāzes un nokrišņi nedisociētu molekulu veidā. Shēmas ietvaros ir jānorāda daļiņas, kurās mainās to oksidācijas pakāpe. Lai noteiktu šķīdinātāju līdzsvarā, skābo (H+), sārmainu (OH-) un neitrālu (H2O) nosacījumi.
Kam to izmanto?
OVR pusreakcijas metode ir paredzēta, lai atsevišķi uzrakstītu jonu vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem. Galīgais atlikums tiks summēts.
Izpildes soļi
Pusreakcijas metodei ir savas rakstīšanas īpatnības. Algoritmā ir iekļauti šādi posmi:
- Pirmais solis ir pierakstīt visu reaģentu formulas. Piemēram:
H2S + KMnO4 + HCl
- Tad jums ir jānosaka katra procesa sastāvdaļa no ķīmiskā viedokļa. Šajā reakcijā KMnO4 darbojas kā oksidētājs, H2S ir reducētājs, un HCl nosaka skābu vidi.
- Trešais solis ir no jaunas rindas pierakstīt jonu reaģējošo savienojumu formulas ar spēcīgu elektrolīta potenciālu, kuru atomiem ir izmaiņas oksidācijas pakāpēs. Šajā mijiedarbībā MnO4- darbojas kā oksidētājs, H2S irreducējošais reaģents, un H+ vai oksonija katjons H3O+ nosaka skābo vidi. Gāzveida, cietus vai vājus elektrolītiskos savienojumus izsaka ar veselām molekulārām formulām.
Zinot sākotnējos komponentus, mēģiniet noteikt, kuriem oksidējošiem un reducējošiem reaģentiem būs attiecīgi reducētās un oksidētās formas. Dažkārt gala vielas jau ir saliktas apstākļos, kas atvieglo darbu. Sekojošie vienādojumi norāda H2S (sērūdeņraža) pāreju uz S (sēru) un anjonu MnO4 -līdz Mn katjonam2+.
Lai līdzsvarotu atomu daļiņas kreisajā un labajā sekcijā, skābajai barotnei pievieno ūdeņraža katjonu H+ vai molekulāro ūdeni. Sārma šķīdumam pievieno hidroksīda jonus OH- vai H2O.
MnO4-→ Mn2+
Šķīdumā skābekļa atoms no manganāta joniem kopā ar H+ veido ūdens molekulas. Lai izlīdzinātu elementu skaitu, vienādojumu raksta šādi: 2O + Mn2+.
Pēc tam tiek veikta elektriskā balansēšana. Lai to izdarītu, ņemiet vērā kopējo maksas summu kreisajā sadaļā, izrādās +7, un tad labajā pusē izrādās +2. Lai līdzsvarotu procesu, sākotnējām vielām pievieno piecas negatīvas daļiņas: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Tā rezultātā tiek samazināta pusreakcija.
Tagad seko oksidācijas process, lai izlīdzinātu atomu skaitu. Šim nolūkam labajā pusēpievienot ūdeņraža katjonus: H2S → 2H+ + S.
Pēc lādiņu izlīdzināšanas: H2S -2e- → 2H+ + S. Var redzēt, ka no sākuma savienojumiem tiek atņemtas divas negatīvas daļiņas. Izrādās oksidatīvā procesa pusreakcija.
Pierakstiet abus vienādojumus kolonnā un izlīdziniet dotās un saņemtās maksas. Saskaņā ar mazāko daudzkārtņu noteikšanas noteikumu katrai pusreakcijai tiek izvēlēts reizinātājs. Oksidācijas un reducēšanas vienādojums tiek reizināts ar to.
Tagad varat pievienot abus līdzsvaru, saskaitot kreiso un labo pusi un samazinot elektronu daļiņu skaitu.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
Iegūtajā vienādojumā varat samazināt skaitli H+ par 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Jonu līdzsvara pareizības pārbaude, saskaitot skābekļa atomu skaitu pirms un pēc bultiņas, kas ir vienāds ar 8. Tāpat ir jāpārbauda bilances beigu un sākuma daļas lādiņi: (+6) + (-2)=+4. Ja viss sakrīt, tad tas ir pareizi.
Pusreakcijas metode beidzas ar pāreju no jonu apzīmējuma uz molekulāro vienādojumu. Katrai anjonu unbilances kreisās puses katjonu daļiņa, tiek izvēlēts jons, kas ir pretējs lādiņam. Tad tie tiek pārnesti uz labo pusi, tādā pašā daudzumā. Tagad jonus var apvienot veselās molekulās.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Iespējams pielietot pusreakciju metodi, kuras algoritms sastāv no molekulārā vienādojuma rakstīšanas līdztekus elektroniskā tipa bilanču rakstīšanai.
Oksidētāju noteikšana
Šī loma pieder jonu, atomu vai molekulārām daļiņām, kas pieņem negatīvi lādētus elektronus. Vielas, kas oksidējas, tiek reducētas reakcijās. Viņiem ir elektronisks trūkums, ko var viegli aizpildīt. Šādi procesi ietver redoks-pusreakcijas.
Ne visām vielām ir spēja pieņemt elektronus. Spēcīgi oksidētāji ietver:
- halogēna pārstāvji;
- skābes, piemēram, slāpeklis, selēns un sērskābe;
- kālija permanganāts, dihromāts, manganāts, hromāts;
- mangāna un svina četrvērtīgie oksīdi;
- sudraba un zelta jonu;
- gāzveida skābekļa savienojumi;
- divalentie vara un vienvērtīgie sudraba oksīdi;
- hloru saturoši sāls komponenti;
- karaliskais degvīns;
- ūdeņraža peroksīds.
Reducētāju noteikšana
Šī loma pieder jonu, atomu vai molekulārām daļiņām, kas izdala negatīvu lādiņu. Reakcijās reducējošās vielas tiek pakļautas oksidējošai darbībai, kad elektroni tiek izvadīti.
Atjaunojošām īpašībām ir:
- daudzu metālu pārstāvji;
- sēra četrvērtīgie savienojumi un sērūdeņradis;
- halogenētās skābes;
- dzelzs, hroma un mangāna sulfāti;
- alvas divvērtīgais hlorīds;
- slāpekli saturoši reaģenti, piemēram, slāpekļskābe, divvērtīgais oksīds, amonjaks un hidrazīns;
- dabīgais ogleklis un tā divvērtīgais oksīds;
- ūdeņraža molekulas;
- fosforskābe.
Elektronu jonu metodes priekšrocības
Lai rakstītu redoksreakcijas, pusreakcijas metodi izmanto biežāk nekā elektroniskās formas bilanci.
Tas ir saistīts ar elektronu jonu metodes priekšrocībām:
- Rakstot vienādojumu, ņemiet vērā risinājumā esošos reālos jonus un savienojumus.
- Sākotnēji jums var nebūt informācijas par iegūtajām vielām, tās tiek noteiktas beigu stadijā.
- Oksidācijas pakāpes dati ne vienmēr ir nepieciešami.
- Pateicoties metodei, var uzzināt elektronu skaitu, kas piedalās pusreakcijās, kā mainās šķīduma pH.
- Singularitāteprocesi un iegūto vielu struktūra.
Pusreakcijas skābes šķīdumā
Aprēķinu veikšana ar ūdeņraža jonu pārpalikumu atbilst galvenajam algoritmam. Pusreakciju metode skābā vidē sākas ar jebkura procesa sastāvdaļu reģistrēšanu. Tad tos izsaka jonu formas vienādojumu veidā ar atomu un elektroniskā lādiņa līdzsvaru. Oksidēšanas un reducēšanas procesus reģistrē atsevišķi.
Lai izlīdzinātu atomu skābekli reakciju virzienā ar tā pārpalikumu, tiek ievadīti ūdeņraža katjoni. H+ daudzumam jābūt pietiekamam, lai iegūtu molekulāro ūdeni. Skābekļa trūkuma virzienā H2O.
Pēc tam veiciet ūdeņraža atomu un elektronu līdzsvaru.
Tie summē vienādojumu daļas pirms un pēc bultiņas ar koeficientu izkārtojumu.
Samaziniet identiskus jonus un molekulas. Trūkstošās anjonu un katjonu daļiņas tiek pievienotas jau reģistrētajiem reaģentiem kopējā vienādojumā. To skaitam pēc un pirms bultiņas ir jāsakrīt.
OVR vienādojums (pusreakcijas metode) tiek uzskatīts par izpildītu, rakstot gatavu molekulārās formas izteiksmi. Katram komponentam ir jābūt noteiktam reizinātājam.
Piemēri skābai videi
Nātrija nitrīta un hlorskābes mijiedarbības rezultātā veidojas nātrija nitrāts un sālsskābe. Koeficientu sakārtošanai tiek izmantota pusreakciju metode, vienādojumu rakstīšanas piemērisaistīta ar skābas vides norādīšanu.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NO2- + H2O – 2e- → NĒ3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
Šajā procesā no nitrīta veidojas nātrija nitrāts, un no hlorskābes veidojas sālsskābe. Slāpekļa oksidācijas pakāpe mainās no +3 līdz +5, un hlora lādiņš +5 kļūst par -1. Abi produkti neizgulsnējas.
Sārmainas vides pusreakcijas
Aprēķinu veikšana ar hidroksīda jonu pārpalikumu atbilst skābju šķīdumu aprēķiniem. Arī pusreakciju metode sārmainā vidē sākas ar procesa sastāvdaļu izteikšanu jonu vienādojumu veidā. Atšķirības tiek novērotas atomu skābekļa skaita izlīdzināšanas laikā. Tātad molekulāro ūdeni pievieno reakcijas pusē ar tā pārpalikumu, bet hidroksīda anjonus pievieno pretējā pusē.
Koeficients H2O molekulas priekšā parāda skābekļa daudzuma atšķirību aiz un pirms bultiņas, un OH-jonu tas tiek dubultots. Oksidācijas laikāreaģents, kas darbojas kā reducētājs, atdala O atomus no hidroksilanjoniem.
Pusreakciju metode beidzas ar atlikušajiem algoritma soļiem, kas sakrīt ar procesiem, kuriem ir skābes pārpalikums. Gala rezultāts ir molekulārais vienādojums.
Sārmu piemēri
Kad jods tiek sajaukts ar nātrija hidroksīdu, veidojas nātrija jodīds un jodāts, ūdens molekulas. Lai iegūtu procesa līdzsvaru, tiek izmantota pusreakcijas metode. Sārmu šķīdumu piemēriem ir sava specifika, kas saistīta ar atomu skābekļa izlīdzināšanu.
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.
Reakcijas rezultāts ir molekulārā joda violetās krāsas izzušana. Šī elementa oksidācijas pakāpe mainās no 0 līdz -1 un +5, veidojoties nātrija jodīdam un jodātam.
Reakcijas neitrālā vidē
Parasti šādi sauc procesus, kas notiek sāļu hidrolīzes laikā, veidojot viegli skābu (ar pH no 6 līdz 7) vai viegli sārmainu (ar pH no 7 līdz 8) šķīdumu..
Pusreakcijas metode neitrālā vidē ir pierakstīta vairākosopcijas.
Pirmā metode neņem vērā sāls hidrolīzi. Vide tiek uzskatīta par neitrālu, un molekulārais ūdens tiek attiecināts uz bultiņas kreiso pusi. Šajā variantā vienu pusreakciju uzskata par skābu, bet otru par sārmainu.
Otrā metode ir piemērota procesiem, kuros var iestatīt aptuveno pH vērtības vērtību. Tad reakcijas jonu-elektronu metodei tiek aplūkotas sārmainā vai skābā šķīdumā.
Neitrālas vides piemērs
Kad sērūdeņradi apvieno ar nātrija dihromātu ūdenī, iegūst sēra, nātrija un trīsvērtīgā hroma hidroksīda nogulsnes. Tā ir tipiska reakcija neitrālam šķīdumam.
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-. Ūdeņraža katjoni un hidroksīda anjoni apvienojas, veidojot 6 ūdens molekulas. Tos var noņemt labajā un kreisajā pusē, lieko atstājot bultiņas priekšā.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Reakcijas beigās zilā hroma hidroksīda un dzeltenās krāsas nogulsnessērs sārmainā šķīdumā ar nātrija hidroksīdu. Elementa S oksidācijas pakāpe ar -2 kļūst par 0, un hroma lādiņš ar +6 kļūst par +3.
