Метод на полупроектиране: алгоритъм

много химични процеси

Метод на полуремарке, същност

Той се нарича електронен йонен баланс на разпределението на коефициентите на коефициента. Въз основа на метод за обмен на отрицателно заредени частици между аниони или катиони в разтварящата среда с различни рН стойност.

При реакциите на окислителни и редуциращи електролити участват йони с отрицателен или положителен заряд. Уравненията на типа молекулярен йон, на базата на метода на половината реакция, ясно демонстрират същността на всеки процес.

За да се образуват остатъка от електролити с помощта на специална нотация силна връзка като йонни частици и хлабави връзки и газови находища под формата на недисоциираните молекули. В състава на схемата е необходимо да се посочат частици, в които се променя степента на тяхното окисление. За да се определи разтварящата среда в остатъка, киселината (Н⁺), алкален (ОН^-) и неутрален (H₂O) условия.

За каква полза?

В OVR методът на половината реакция е насочен към писането на йонни уравнения отделно за окислителните и редуциращите процеси. Окончателното салдо ще бъде тяхното сумиране.

Етапи на изпълнение

Методът на половината реакция има свои собствени особености на писане. Алгоритъмът включва следните стъпки:

- Първата стъпка е да напишете формулите за всички реагенти. Например:

Н₂S + KMnO₄ + HCl

- След това е необходимо да се установи функция, от химическа гледна точка, на всеки компонент процес. При тази реакция KMnO₄ действа като окислител, Н.₂S е редуциращо средство и НС1 определя киселинната среда.

- Третата стъпка трябва да бъде написана на нов ред формула йонни съединения реагират със силен потенциал електролит в атомите от които има промяна на степените на окисление. В това взаимодействие, MnO₄^- действа като окислител, Н.₂S е редуциращ реагент и Н⁺ или оксониев катион Н₃О⁺ определя киселинната среда. Газообразните, твърдите или слабите електролитни съединения се изразяват като цели молекулни формули.

Познавайки първоначалните компоненти, опитайте се да определите кое окисляващо и редуциращо средство ще има редуцирана и окислена форма, съответно. Понякога крайните вещества вече са поставени в условия, които улесняват работата. В следващите уравнения преходът H₂S (водороден сулфид) в S (сяра) и анион MnO₄^- в катиона Ман²⁺.

За да се балансират атомните частици в лявата и дясната секции, водородният катион Н⁺ или молекулярна вода. Към алкалния разтвор се добавят хидроксилни йони OH^- или Н₂О.

манганов₄^-→ Mn²⁺

В разтвора, кислородният атом от мангановите йони заедно с Н⁺ формират молекули на водата. За изравняване на броя на елементите, уравнението е написано като: 8H⁺ + манганов₄^- → 4Н₂О + Мп²⁺.

След това се извършва електрическо балансиране. За да направите това, помислете за общата сума на таксите в лявата област, се оказва, че е +7, а след това от дясната страна, това е +2. За да се балансира процесът с изходните материали, се добавят пет отрицателни частици: 8Н⁺ + манганов₄^- + 5e^- → 4Н₂О + Мп²⁺. Получава се половината реакция на възстановяване.

Сега процесът на окисляване следва броя на атомите. За тази цел от дясната страна се добавят водородни катиони: H₂S → 2H⁺ + S.

След като зарядът е изравнен: H₂S -2e^- → 2Н⁺ + С. Вижда се, че от първоначалните съединения се вземат две отрицателни частици. Получената реакция на окислителния процес е получена.

Запишете двете уравнения в колона и изравнете дадените и получените такси. Чрез правилото за определяне на най-малкия брой, всеки фактор се избира за всяка половина от реакцията. Оксидиращото и намаляващото уравнение се умножава от него.

Сега е възможно да се обобщят двата баланса, като се добавят лявата и дясната страна един към друг и се намали броят на електронните частици.

8Н⁺ + манганов₄^- + 5e^- → 4Н₂О + Мп²⁺ | 2

Н₂S -2e^- → 2Н⁺ + S | 5 |

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5Н₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10Н⁺ + 5S

В полученото уравнение числото Н⁺ намалете с 10: 6Н⁺ + 2MnO₄^- + 5Н₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Ние провери коректността на йон баланс чрез преброяване на броя на кислородните атоми на стрелките и след това, което е равно на 8. Също така е необходимо да се провери крайните такси, и началната част на остатъка: (+6) + (-2) = +4. Ако всичко е същото, тогава то е съставено правилно.

Методът на половината реакция завършва с преход от йонния запис към молекулярното уравнение. За всяка анионна и катионна частица от лявата страна на баланса се избира противоположният йон. Тогава те се прехвърлят отдясно, в същата сума. Сега йоните могат да се комбинират в цели молекули.

6Н⁺ + 2MnO₄^- + 5Н₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K⁺

Н₂S + KMnO₄ + 6НС1- 8Н₂О + 2MnCl₂ + 5S + 2KCI.

За да приложи метода на половината реакция, чийто алгоритъм намалява до написването на молекулярно уравнение, може да се съчетае и с писането на електронни везни.

Определяне на окислители

Тази роля принадлежи на йонни, атомни или молекулни частици, които приемат отрицателно заредени електрони. Оксидиращите вещества подлежат на възстановяване в реакциите. Те имат електронен дефект, който може лесно да бъде запълнен. Такива процеси включват реакции на повторно повторение.

Не всички вещества имат способността да прикрепят електрони. Към силните окислителни реагенти се включват:

• халогенирани представители;
• киселинен тип азотен, селен и сярна;
• Калиев перманганат, дихромат, манганат, хромат;
• манган и оловни четиривалентни оксиди;
• сребро и злато са йонни;
• кислородни газови съединения;
• медни бивалентни и сребърни моновалентни оксиди;
• хлор-съдържащи солни компоненти;
• царска водка;
• водороден пероксид.

Определяне на редуциращи агенти

Такава роля принадлежи на йонни, атомни или молекулни частици, които отделят отрицателен заряд. При реакции редукционните вещества претърпят окислително действие, когато електроните се отделят.

Възстановителните свойства притежават:

• представители на много метали;
• сяра на четиривалентното съединение и сероводород;
• халогенирани киселини;
• желязо, хром и манганови сулфати;
• калаен бивалентен хлорид;
• съдържащи азот реагенти от типа кисела азотна, двувалентен оксид, амоняк и хидразин;
• Природният въглерод и неговият оксид са двувалентни;
• водородни молекули;
• кисел фосфор.

Предимства на метода на електронен йон

За да напише окислително-редукционни реакции, методът на половината реакция се използва по-често от баланса на видовете електрони.

Това се дължи на предимствата на метода на електронен йон:

1. По време на писането уравненията разглеждат реалните йони и съединения, които съществуват в решението.
2. Първоначално нямате информация за получените вещества, те се определят на последния етап.
3. Данните за степента на окисляване не винаги са необходими.
4. Благодарение на метода е възможно да се установи броят на електроните, които участват в половината реакции, тъй като индексът на водорода на разтвора се променя.
5. Чрез намалените уравнения на йонните видове се изследват особеностите на процесите и структурата на получените вещества.

Половината реакции в кисел разтвор

Изчисляването на излишъка от водородни йони се подчинява на основния алгоритъм. Методът на половината реакции в кисела среда започва с отчитане на съставките на всеки процес. След това те се изразяват под формата на уравнения на йонната форма, като се спазва баланса на атомния и електронния заряд. Процесите на окислително и редуциращо естество се записват отделно.

За привеждане в съответствие атомен кислород в посоката на реакциите с излишъка се добавят водородни катиони. Брой на H⁺ трябва да бъде достатъчно, за да се получи молекулярна вода. В посока на липса на кислород, Н.₂О.

След това балансирайте водородните атоми и електроните.

Обобщете части от уравненията преди и след стрелката с разпределението на коефициентите.

Намалява се идентични йони и молекули. Към вече записаните реагенти добавянето на липсващите анионни и катионни видове се извършва в общото уравнение. Техният брой след и преди стрелката трябва да съвпадне.

Уравнението OVR (методът на половината реакция) се счита за изпълнено, когато се напише готов израз на молекулярната форма. Всеки компонент трябва да има определен множител.

Примери за киселинни среди

взаимодействие Натриев нитрит с хлорна киселина води до производството на натриев нитрат и солна киселина. За да се подредят коефициентите, се използва метода на половината реакция, примери за уравнения на писмеността са свързани с посочване на киселинната среда.

нитрит₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

СЮ₃^- + 6Н⁺ + 6e^- → ЗН₂О + С1^- | 1

NO₂^- + Н₂О - 2е^- → НЕ₃^- +2H⁺ | 3

СЮ₃^- + 6Н⁺ + 3H₂О + 3NO₂^- → ЗН₂О + С1^- + 3NO₃^- +6Н⁺

СЮ₃^- + 3NO₂^- → Cl^- + 3NO₃^-

3Na⁺ + Н⁺ → 3Na⁺ + Н⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCI.

В този процес натриевият нитрат се получава от нитрит и от хлорна киселина се образува солна киселина. Оксидиращата степен на азота варира от +3 до +5 и зарядът на хлор +5 става -1. И двата продукта не образуват утайка.

Половината реакции за алкална среда

Извършването на изчисления с излишък от хидроксидни йони отговаря на изчисленията за киселинни разтвори. Методът на половината реакции в алкална среда също започва с изразяването на съставните части на процеса под формата на йонни уравнения. Разликите се наблюдават по време на подравняването на броя на атомния кислород. По този начин молекулярна вода се добавя към реакцията с нейния излишък и хидроксидните аниони се добавят към противоположната част.

Коефициентът пред молекулата H₂О показва разликата в количеството кислород след и преди стрелката, и за OH йони^- това е двойно. По време на окисляването, реагентът, действащ като редуциращ агент, отнема О-атоми далеч от хидроксилните аниони.

Методът на половината реакция завършва с останалите етапи на алгоритъма, които съвпадат с процеси, които имат киселинен излишък. Крайният резултат е уравнението на молекулния тип.

Примери за алкална среда

Когато йодът се смесва с натриев хидроксид, се образува натриев йодид и йодат, водни молекули. За да се постигне балансът на метода, се използва методът на половината реакция. Примерите за алкални разтвори имат свои специфични характеристики, свързани с изравняването на атомния кислород.

NaOH + I₂ → NaI + NaIO₃ + Н₂О

I + e^- → Аз^- | 5

6OH^- + I - 5e^- → Аз^- + 3H₂O + IO₃^- | 1

I + 5I + 6OH^- → ЗН₂О + 5I^- + IO₃^-

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂О.

Резултатът от реакцията е изчезването на виолетовото оцветяване на молекулен йод. Има промяна в степента на окисление на този елемент от 0 до -1 и +5 с образуването на йодид и натриев йодат.

Реакции в неутрална среда

Обикновено това се отнася до процеси, протичащи в хидролизата да образуват соли слаби киселини (с рН стойност между 6 и 7) или леко основен (до рН 7 до 8) разтвор.

Методът на половината реакции в неутрална среда се записва в няколко варианта.

Първият метод не отчита хидролизата на солта. Предполага се, че средата е неутрална и молекулярната вода се приписва от лявата страна на стрелката. В този случай половината реакция се приема като кисела, а другата половина - алкална.

Вторият метод е подходящ за процеси, при които може да бъде зададена приблизителна стойност на индекса на водород. След това реакциите за метода йон-електронен се разглеждат в алкален или кисел разтвор.

Пример с неутрална среда

Когато сероводородът се комбинира с натриев дихромат във вода, се получава утайка от сяра, натрий и хром на тривалентни хидроксиди. Това е типична реакция за неутрално решение.

Na₂Cr₂О₇ + Н₂S + H 2O → NaOH + S + Cr (OH)₃

Н₂S - 2е^- → S + H⁺ | 3

7Н₂O + Cr₂О₇^2- + 6e^- → 8OH^- + 2Cr (OH)₃ | 1

7Н₂О + ЗН₂S + Cr₂О₇^2- → ЗН⁺ +3S + 2Cr (OH)₃ +8OH^-. Водородните катиони и хидроксидните аниони, когато се комбинират, образуват 6 водни молекули. Те могат да бъдат премахнати в дясната и лявата част, оставяйки излишък пред стрелата.

Н₂О + ЗН₂S + Cr₂О₇^2- - 3S + 2Cr (OH)₃ +2ОН^-

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂О₇ + 3H₂S + H₂О -> 2NaOH + 3S + 2Cr (OH)₃

В края на реакцията се образува утайка от хромен хидроксид на син цвят и жълта сяра в алкален разтвор с натриев хидроксид. Окислителната степен на елемента S с -2 става 0 и хромираният заряд с +6 се превръща в +3.