Адукацыя, Сярэднюю адукацыю і школы
Метад полуреакций: алгарытм
Многія хімічныя працэсы праходзяць з змяненнем акісляльных ступеняў атамаў, якія ўтвараюць рэагуюць злучэння. Напісанне раўнанняў рэакцый акісляльна-аднаўленчага тыпу часта суправаджаецца цяжкасцю пры расстаноўцы каэфіцыентаў перад кожнай формулай рэчываў. Для гэтых мэтаў распрацаваны методыкі, звязаныя з электронным або электронна-іённым балансам размеркавання зарадаў. У артыкуле падрабязна апісаны другі спосаб складання раўнанняў.
Метад полуреакций, сутнасць
Ён яшчэ называецца электронна-іённым балансам размеркавання коэффициентных множнікаў. Заснаваны метад на абмене адмоўна зараджанымі часціцамі паміж аніёнамі або катыёнамі ў раствораных асяроддзях з розным значэннем вадароднага паказчыка.
У рэакцыях электралітаў акісляльнага і аднаўленчага тыпу ўдзельнічаюць іёны з адмоўным або станоўчым зарадам. Ўраўненні малекулярна-іённага выгляду, у аснове якіх задзейнічаны метад полуреакций, яскрава даказваюць сутнасць любога працэсу.
Для фарміравання балансу выкарыстоўваюць адмысловае пазначэнне электралітаў моцнага звяна ў якасці іённых часціц, а слабых злучэнняў, газаў і ападкаў у выглядзе недиссоциированных малекул. У складзе схемы неабходна ўказваць часціцы, у якіх змяняюцца ступені іх акіслення. Для вызначэння раствараць асяроддзя ў балансе пазначаюць кіслыя (H +), шчолачныя (OH -) і нейтральныя (H 2 O) ўмовы.
Для чаго выкарыстоўваюць?
У ОВР метад полуреакций накіраваны на напісанне раўнанняў іённых асобна для працэсаў акісляльных і аднаўленчых. Канчатковым балансам будзе іх сумаванне.
этапы выканання
Сваімі асаблівасцямі напісання валодае метад полуреакций. Алгарытм ўключае наступныя стадыі:
- Перш за ўсё варта запісаць формулы усіх рэагуюць рэчываў. напрыклад:
H 2 S + KMnO 4 + HCl
- Затым неабходна ўсталяваць функцыю, з хімічнага пункта гледжання, кожнага якая складае працэсу. У дадзенай рэакцыі KMnO 4 выступае ў ролі акісляльніка, H 2 S з'яўляецца адраджэнцам, а HCl вызначае кіслотную асяроддзе.
- Трэцім этапам трэба запісаць з новага радка формулы іённыя рэагуюць злучэнняў з моцным электролітного патэнцыялам, у атамаў якіх назіраецца змена ступеняў іх акіслення. У дадзеным узаемадзеянні MnO 4 - выступае ў ролі акісляецца рэчывы, H 2 S з'яўляецца аднаўлялым рэагентаў, а H + або оксониевый катыён H 3 O + вызначае кіслотную асяроддзе. Газападобныя, цвёрдыя або слабыя электралітычныя злучэння выказваюць цэлымі формуламі малекулярнымі.
Ведаючы зыходныя кампаненты, пастарацца вызначыць, якая ў акісляецца і аднаўлялага рэагента будзе адноўленая і акісленне форма адпаведна. Часам канчатковыя рэчывы ўжо зададзены ва ўмовах, што палягчае працу. У наступных ўраўненнях паказваюць пераход H 2 S (серавадароду) у S (серу), а аніёны MnO 4 - у катыён Mn 2+.
Для балансу атомарных часціц ў левым і правам участку ў кіслотнае асяроддзе дадаюць вадародны катыён H + або малекулярную ваду. У раствор шчолачны ўносяць іёны гідраксіду OH - або H 2 O.
MnO 4 - → Mn 2+
У растворы атам кіслароду з манганатных іёнаў сумесна з H + фармуюць малекулы вады. Для выраўноўвання колькасці элементаў раўнанне запісваюць так: 8H + + MnO 4 - → 4H 2 O + Mn 2+.
Затым праводзяць электрычную балансаванне. Для гэтага лічаць агульную суму зарадаў ў левым участку, атрымліваецца +7, а затым у правай баку, выходзіць +2. Для ўраўнаважвання працэсу да зыходных рэчываў дадаецца пяць адмоўных часціц: 8H + + MnO 4 - + 5e - → 4H 2 O + Mn 2+. Атрымліваецца полуреакция аднаўлення.
Цяпер зраўнаваць па ліку атамаў варта працэс акіслення. Для гэтага ў правую частку дадаюць вадародныя катыёны: H 2 S → 2H + + S.
Пасля праводзяць ураўноўванне зарадаў: H 2 S -2e - → 2H + + S. Відаць, што ад зыходных злучэнняў адымаюць дзве адмоўныя часціцы. Атрымліваецца полуреакция акісляльнага працэсу.
Запісваюць абодва ўраўненні ў слупок і выраўноўваюць аддадзеныя і прынятыя зарады. Па правілу вызначэння найменшых кратных падбіраюць для кожнай полуреакции свой множнік. На яго памнажаецца акісляльнае і аднаўленчыя раўнанне.
Цяпер можна ажыццявіць сумаванне двух балансаў, склаўшы левыя і правыя боку паміж сабой і скараціўшы колькасць электронных часціц.
8H + + MnO 4 - + 5e - → 4H 2 O + Mn 2+ | 2
H 2 S -2e - → 2H + + S | 5
16H + + 2MnO 4 - + 5H 2 S → 8H 2 O + 2Mn 2+ + 10H + + 5S
У атрыманым раўнанні можна лік H + скараціць на 10: 6H + + 2MnO 4 - + 5H 2 S → 8H 2 O + 2Mn 2+ + 5S.
Правяраем правільнасць складання іённага балансу з дапамогай падліку ліку кіслародных атамаў да стрэлкі і пасля яе, якое складае 8. Таксама неабходна зверыць зарады канчатковай і зыходнай частцы балансу: (+ 6) + (-2) = 4. Калі ўсё супадае, то ён складзены правільна.
Метад полуреакций сканчаецца пераходам ад іённай запісу да раўнанні малекулярнаму. Для кожнай аніёнаў і катыённай часціцы левай частцы балансу падбіраецца супрацьлеглы па зарадзе іён. Затым іх пераносяць у правы бок, у такім жа колькасці. Цяпер іёны можна злучыць у цэлыя малекулы.
6H + + 2MnO 4 - + 5H 2 S → 8H 2 O + 2Mn 2+ + 5S
6Cl - + 2K + → 6Cl - + 2K +
H 2 S + KMnO 4 + 6HCl → 8H 2 O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Ужываць метад полуреакций, алгарытм якога зводзіцца да напісання малекулярнага ўраўненні, можна разам з напісаннем балансаў электроннага тыпу.
вызначэнне акісляльнікаў
Такая роля належыць іённым, атамарным або малекулярнай часціцам, якія прымаюць адмоўна зараджаныя электроны. Рэчывы акісляюцца перажываюць аднаўленне ў рэакцыях. Яны валодаюць электронным недахопам, які лёгка можна папоўніць. Такія працэсы ўключаюць акісляльна-аднаўленчыя полуреакции.
Не ва ўсіх рэчываў маецца здольнасць далучаць электроны. Да моцных акісляюцца рэагентаў адносяць:
- галагенавых прадстаўнікоў;
- кіслату тыпу азотнай, селенавы і сернай;
- калій перманганатный, дихроматный, манганатный, хроматный;
- марганцово і свінцовыя четырехвалентные аксіды;
- срэбра і золата іённае;
- злучэння газападобныя кіслароду;
- медзі двухвалентным і срэбра одновалентного аксіды;
- хлорсодержащие солевыя кампаненты;
- гарэлку царскую;
- вадароду перакіс.
вызначэнне аднаўляльнікаў
Такая роля належыць іённым, атамарным або малекулярнай часціцам, якія аддаюць адмоўны зарад. У рэакцыях аднаўляць рэчывы перажываюць акісляльнае дзеянне пры адшчапленнем электронаў.
Аднаўленчымі ўласцівасцямі валодаюць :
- прадстаўнікі многіх металаў;
- серы четырехвалентной злучэнні і серавадарод;
- галогенсодержащие кіслаты;
- жалеза, хрому і марганцу сульфаты;
- волава двухвалентным хларыд;
- азотазмяшчальныя рэагенты тыпу кіслаты азоцістай, двухвалентнага аксіду, аміяку і гідразіны;
- прыродны вуглярод і яго аксід двухвалентным;
- вадародныя малекулы;
- кіслата фосфористая.
Перавагі электронна-іённага спосабу
Каб напісаць акісляльна-аднаўленчыя рэакцыі, метад полуреакций ўжываюць часцей, чым баланс электроннага выгляду.
Звязана гэта з перавагамі электронна-іённага спосабу :
- Падчас напісання ўраўненні разглядаюць рэальныя іёны і злучэнні, якія існуюць у складзе раствора.
- Можна першапачаткова не мець інфармацыі аб якія атрымліваюцца рэчывах, іх вызначаюць на канчатковых этапах.
- Не заўсёды патрэбныя дадзеныя аб акісляльнай ступені.
- Дзякуючы метаду можна даведацца лік электронаў, якія ўдзельнічаюць у полуреакциях, як змяняецца вадародны паказчык раствора.
- Па скарочаных раўнаннях іённага выгляду вывучаецца асаблівасць выканання працэсаў і структура атрыманых рэчываў.
Полуреакции ў кісла растворы
Правядзенне вылічэнняў пры лішку вадародных іёнаў падпарадкоўваецца асноўнаму алгарытме. Метад полуреакций ў кіслай асяроддзі пачынаюць з запісу складовых частак любога працэсу. Потым іх выяўляюць у форме раўнанняў іённага выгляду з захаваннем балансу атамарнага і электроннага зарада. Асобна запісваюць працэсы акісляльнага і аднаўленчага характару.
Для выраўноўвання атамарнага кіслароду ў бок рэакцый з яго лішкам прыўносяць вадародныя катыёны. Колькасці H + павінна хапіць для атрымання малекулярнай вады. У бок недахопу кіслароду прыпісваюць H 2 O.
Затым праводзяць баланс вадародных атамаў і электронаў.
Робяць сумаванне частак раўнанняў да і пасля стрэлкі з расстаноўкай каэфіцыентаў.
Ажыццяўляюць скарачэнне аднолькавых іёнаў і малекул. Да ўжо запісаным рэагентаў ў сумарным раўнанні выконваюць даданне адсутнічаюць аніёнаў і катыённых часціц. Іх колькасць пасля і да стрэлачкі павінна супадаць.
Раўнанне ОВР (метад полуреакций) лічыцца выкананым пры напісанні гатовага выразы малекулярнага выгляду. Каля кожнага кампанента павінен стаяць пэўны множнік.
Прыклады для кіслай асяроддзя
Узаемадзеянне нітрыту натрыю з кіслатой хлорноватой прыводзіць да атрымання натрыю нітрату і кіслоты салянай. Для расстаноўкі каэфіцыентаў выкарыстоўваецца метад полуреакций, прыклады напісання раўнанняў звязаны з указаннем кіслай асяроддзя.
NaNO 2 + HClO 3 → NaNO 3 + HCl
ClO 3 - + 6H + + 6E - → 3H 2 O + Cl - | 1
NO 2 - + H 2 O - 2e - → NO 3 - + 2H + | 3
ClO 3 - + 6H + + 3H 2 O + 3NO 2 - → 3H 2 O + Cl - + 3NO 3 - + 6H +
ClO 3 - + 3NO 2 - → Cl - + 3NO 3 -
3Na + + H + → 3Na + + H +
3NaNO 2 + HClO 3 → 3NaNO 3 + HCl.
У дадзеным працэсе з нітрыту атрымліваецца нітрат натрыю, а з хлорноватой утворыцца саляная кіслата. Акісляльная ступень азоту змяняецца з +3 да 5 цяпла, а зарад хлору +5 становіцца -1. Абодва прадукта не ўтвараюць асадка.
Полуреакции для шчолачны асяроддзя
Правядзенне вылічэнняў пры лішку гидроксидных іёнаў адпавядае разліках для кіслых раствораў. Метад полуреакций ў шчолачным асяроддзі таксама пачынаюць з выразы складовых частак працэсу ў форме іённых раўнанняў. Розьніца назіраецца падчас выраўноўвання колькасці атамарнага кіслароду. Так, у бок рэакцыі з яго лішкам прыўносяць малекулярную ваду, а ў процілеглы частка дапісваюць аніёны гідраксіду.
Каэфіцыент перад малекулай H 2 O паказвае розніцу ў колькасці кіслароду пасля і да стрэлкі, а для іёнаў OH - яго падвойваюць. У ходзе акіслення рэагент, які выконвае ролю аднаўляльніка, адымае атамы O ад гидроксильных аніёнаў.
Метад полуреакций сканчаецца правядзеннем пакінутых этапаў алгарытму, якія супадаюць з працэсамі, якія маюць кіслы лішак. Канчатковым вынікам служыць раўнанне малекулярнага выгляду.
Прыклады для шчолачны асяроддзя
Пры змешванні ёду з натрыю гідраксідам утворыцца натрыю ёдыд і йодата, малекулы вады. Для атрымання балансу працэсу выкарыстоўваюць метад полуреакций. Прыклады для раствораў шчолачных маюць сваю спецыфіку, звязаную з раўнавання атамарнага кіслароду.
NaOH + I 2 → NaI + NaIO 3 + H 2 O
I + e - → I - | 5
6OH - + I - 5e - → I - + 3H 2 O + IO 3 - | 1
I + 5I + 6OH - → 3H 2 O + 5I - + IO 3 -
6Na + → Na + + 5Na +
6NaOH + 3I 2 → 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.
Вынікам рэакцыі з'яўляецца знікненне фіялетавага афарбоўвання малекулярнага ёду. Адбываецца змена ступені акіслення дадзенага элемента з 0 да -1 і +5 з адукацыяй ёдыду і йодата натрыю.
Рэакцыі ў нейтральнай асяроддзі
Звычайна так завуць працэсы, якія праходзяць пры гідроліз соляў з адукацыяй слабакіслымі (з вадародным паказчыкам ад 6 да 7) або слабашчолачныя (з pH ад 7 да 8) раствора.
Метад полуреакций ў нейтральнай асяроддзі запісваюць некалькімі варыянтамі.
У першым спосабе не ўлічваюць солевы гідроліз. Сераду прымаюць за нейтральную, а злева ад стрэлачкі прыпісваюць малекулярную ваду. У такім варыянце адну полуреакцию прымаюць за кіслотную, а другую - за шчолачную.
Другі спосаб падыходзіць для працэсаў, у якіх можна ўсталяваць прыкладныя значэнне вадароднага паказчыка. Тады рэакцыі для метаду іённа-электроннага разглядаюць у шчолачны або кіслай растворы.
Прыклад з нейтральнай асяроддзем
Пры злучэнні серавадароду з натрыю дихроматом ў вадзе атрымліваецца асадак серы, натрыю і хрому трохвалентнага гідраксіды. Гэта тыповая рэакцыя для нейтральнага раствора.
Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H2O → NaOH + S + Cr (OH) 3
H 2 S - 2e - → S + H + | 3
7H 2 O + Cr 2 O 7 2- + 6E - → 8OH - + 2Cr (OH) 3 | 1
7H 2 O + 3H 2 S + Cr 2 O 7 2- → 3H + + 3S + 2Cr (OH) 3 + 8OH -. Катыёны вадароду і гідраксід-аніёны, злучаючыся, утвараюць 6 малекул вады. Іх можна прыбраць у правай і левай частцы, пакінуўшы лішак перад стрэлкай.
H 2 O + 3H 2 S + Cr 2 O 7 2- → 3S + 2Cr (OH) 3 + 2OH -
2Na + → 2Na +
Na 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + H 2 O → 2NaOH + 3S + 2Cr (OH) 3
У канцы рэакцыі утвараецца асадак з гідраксіду хрому блакітнага колеру і жоўтай серы у шчолачны раствор з гідраксідам натрыю. Акісляльная ступень элемента S з -2 становіцца 0, а хрому зарад з +6 ператвараецца ў +3.
Similar articles
Trending Now