Semi-akční metoda: algoritmus

Mnoho chemických procesů

Semi-akční metoda, esence

To se také nazývá rovnováha elektronů a iontů v distribuci faktorů koeficientů. Způsob je založen na výměně záporně nabitých částic mezi anionty nebo kationty v rozpuštěných médiích s různými hodnotami indexu vodíku.

Při reakcích oxidačních a redukčních elektrolytů se podílejí ionty s negativním nebo pozitivním nábojem. Rovnice typu molekulového iontu, založené na metodě poloviční reakce, jasně demonstrují podstatu jakéhokoli procesu.

Pro vytvoření rovnováhy se jako iontové částice používají speciální označení silně propojených elektrolytů a slabé sloučeniny, plyny a sedimenty ve formě nespojených molekul. Ve složení schématu je nutné uvést částice, ve kterých se mění jejich oxidace. Pro stanovení rozpouštěcího média v rovnováze se používá kyselina (H⁺), alkalický (OH^-) a neutrál (H₂O).

Pro jaké použití?

V OVR je metoda polovičných reakcí zaměřena na psaní iontových rovnic odděleně pro oxidační a redukční procesy. Konečným zůstatkem bude jejich shrnutí.

Etapy provádění

Způsob poloviční reakce má své vlastní písně. Tento algoritmus zahrnuje následující kroky:

- Prvním krokem je zapsat vzorce pro všechny reagenty. Například:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Poté je nutné z chemického hlediska stanovit funkci procesu každého komponentu. Při této reakci KMnO₄ působí jako oxidační činidlo, H₂S je redukční činidlo a HCl určuje kyselé prostředí.

- Třetí krok by měl být napsány na novém řádku vzorce iontových sloučenin reagujících s výrazným elektrolytu potenciálu v atomů, ze kterých dochází ke změně stupňů oxidace. V této interakci, MnO₄^- působí jako oxidační činidlo, H₂S je redukční činidlo a H⁺ nebo kationu oxonia H₃O⁺ určuje kyselé prostředí. Plynné, pevné nebo slabé elektrolytické sloučeniny jsou vyjádřeny jako celá molekulová formule.

Pokud znáte počáteční složky, pokuste se zjistit, které oxidační a redukční činidlo budou mít sníženou a oxidovanou formu. Někdy jsou konečné látky již nastaveny v podmínkách, což usnadňuje práci. V následujících rovnicích přechod H₂S (sírovodík) v S (síry) a anion MnO₄^- v kationu Mn²⁺.

Pro vyvážení atomových částic v levém a pravém úseku je vodíkový kation H⁺ nebo molekulární vody. K alkalickému roztoku hydroxidové ionty OH^- nebo H₂O.

MnO₄^-→ Mn²⁺

V roztoku atom kyslíku z manganátových iontů spolu s H⁺ tvoří molekuly vody. Pro vyrovnání počtu prvků je rovnice zapsána jako: 8H⁺ + MnO₄^- → 4H₂O + Mn²⁺.

Pak se provádí elektrické vyvažování. Chcete-li to provést, zvážit celkové množství poplatků v levé oblasti, ukáže se, že je +7, a pak na pravé straně, to je +2. Pro vyvážení procesu na výchozí látky se přidá pět negativních částic: 8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- → 4H₂O + Mn²⁺. Získá se z poloviny reakce.

Nyní se oxidační proces řídí počtem atomů. K tomu se na pravé straně přidávají vodíkové kationty: H₂S → 2H⁺ + S.

Po vyrovnání nabíjení: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Je vidět, že z výchozích sloučenin jsou odebrány dvě negativní částice. Proběhne polovina reakce oxidačního procesu.

Zaznamenejte obě rovnice ve sloupci a vyrovnejte dané a přijaté poplatky. Pravidlem stanovení nejmenšího násobku je každý faktor zvolen pro každou polovinu reakce. Oxidační a redukční rovnice se násobí.

Nyní je možné shrnout obě váhy tím, že přidáte levou a pravou stranu k sobě a snížíte počet elektronových částic.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- → 4H₂O + Mn²⁺ | 2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S | 5 |

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

Ve výsledné rovnici je číslo H⁺ snížit o 10: 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Zkontrolujeme správnost složení iontové rovnováhy počítáním počtu atomů kyslíku před a za šipkou, která je 8. Je také nutné porovnat náboje konečné a počáteční části váhy: (+6) + (-2) = +4. Pokud je vše stejné, pak je správně kompilováno.

Způsob poloviční reakce končí přechodem z iontového záznamu na molekulární rovnici. Pro každou aniontovou a kationtovou částici levé strany váhy se volí iont protilehlý v náboji. Pak jsou přeneseny na pravou stranu ve stejné výši. Nyní mohou být ionty kombinovány do celých molekul.

6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K⁺

H₂S + KMnO₄ + 6HC1 → 8H₂O + 2MnCl₂ + 5S + 2KCl.

Pro uplatnění metody poloviční reakce, jejíž algoritmus redukuje na psaní molekulární rovnice, je možné spolu s psaní elektronických rovnováhy.

Stanovení oxidantů

Tato role patří iontovým, atomovým nebo molekulárním částicím, které akceptují negativně nabité elektrony. Oxidační látky podléhají obnově reakcí. Mají elektronickou chybu, kterou lze snadno doplnit. Takové procesy zahrnují redoxní polovinu reakce.

Ne všechny látky mají schopnost připojovat elektrony. K silným oxidačním činidlům patří:

• halogenované zástupce;
• kyselina dusičná, selen a sírová;
• Manganistan draselný, dichromát, manganát, chromát;
• manganové a olovnaté čtyřmocné oxidy;
• stříbro a zlato jsou iontové;
• sloučeniny kyslíku;
• dvojmocné a stříbrné monovalentní oxidy mědi;
• složky soli obsahující chlor;
• královská vodka;
• peroxid vodíku.

Stanovení redukčních činidel

Taková role patří iontovým, atomovým nebo molekulárním částicím, které uvolňují záporný náboj. Při reakcích se redukční látky podrobí oxidačnímu působení, když se elektrony oddělují.

Obnovovací vlastnosti mají:

• zástupci mnoha kovů;
• síra čtyřmocné sloučeniny a sirovodíku;
• halogenované kyseliny;
• sírany železa, chrómu a manganu;
• cínový bivalentní chlorid;
• činidla obsahujícího dusík tohoto typu kyselina dusičná, dvojmocný oxid, amoniak a hydrazin;
• Přírodní uhlík a jeho oxid jsou dvojmocné;
• molekuly vodíku;
• kyselým fosforem.

Výhody metody elektronového iontu

Při psaní reakcí s oxidačním redukčním účinkem se metoda poloviční reakce používá častěji než rovnováha druhů elektronů.

To je způsobeno výhodami metody elektronových iontů:

1. V době psaní jsou rovnice považovány za skutečné ionty a sloučeniny, které existují v řešení.
2. Nejprve nemáte informace o výsledných látkách, jsou určeny v závěrečných fázích.
3. Údaje o stupni oxidace nejsou vždy nutné.
4. Díky této metodě je možné zjistit počet elektronů, které se podílejí na polovičních reakcích, protože se mění vodíkový index roztoku.
5. Redukovanými rovnicemi iontových druhů se studují zvláštnosti procesů a struktura výsledných látek.

Polovina reakcí v kyselém roztoku

Výpočet přebytku iontů vodíku se řídí základním algoritmem. Způsob polovičních reakcí v kyselém prostředí začíná zaznamenáváním složek jakéhokoli procesu. Pak jsou vyjádřeny ve formě rovnic iontové formy s dodržením rovnováhy atomového a elektronického náboje. Procesy oxidační a redukční povahy se zaznamenávají odděleně.

Pro zarovnání atomový kyslík ve směru reakcí s přebytkem se přidávají kationty vodíku. Počet H⁺ by měl stačit k získání molekulární vody. Ve směru nedostatku kyslíku, H₂O.

Pak vyvažte atomy vodíku a elektrony.

Shrňte části rovnic před a za šipkou s rozložením koeficientů.

Redukují se identické ionty a molekuly. K již zaznamenaným činidlům se přidává chybějící aniontové a kationtové druhy v celkové rovnici. Jejich číslo po šipce a před ní by se mělo shodovat.

Rovnice OVR (metoda poloviční reakce) se považuje za splněnou při psaní hotové exprese molekulární formy. Každá součást musí mít určitý násobitel.

Příklady kyselých médií

Interakce Dusitan sodný s kyselinou chlorovodíkovou vede k produkci dusičnanu sodného a kyseliny chlorovodíkové. Pro uspořádání koeficientů se používá metoda poloviční reakce, příklady psacích rovnic jsou spojeny s uvedením kyselého média.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- | 1

Ne₂^- + H₂O-2e^- → NE₃^- +2H⁺ 3

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

ClO₃^- + 3NO₂^- → Cl^- + 3NO₃^-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Při tomto procesu se dusičnan sodný získává z dusitanu a z chlorovodíkové kyseliny se tvoří kyselina chlorovodíková. Oxidační stupeň dusíku se pohybuje od +3 do +5 a náboj chloru +5 se stává -1. Oba produkty netvoří sraženinu.

Poloviční reakce pro alkalické médium

Provedení výpočtů s nadbytkem hydroxidových iontů odpovídá výpočtem pro kyselé roztoky. Způsob poločinných reakcí v alkalickém prostředí začíná také vyjádřením částí procesu ve formě iontových rovnic. Rozdíly jsou pozorovány při zarovnání počtu atomového kyslíku. Molekulární voda se tedy přidává k reakci s přebytkem a hydroxidové anionty se přidávají k protilehlé části.

Koeficient před molekulou H₂O ukazuje rozdíl v množství kyslíku po a před šipkou a pro OH-ionty^- je zdvojnásobeno. Během oxidace činidlo reagující jako redukční činidlo odvádí atomy O od hydroxylových aniontů.

Způsob poloviční reakce končí zbývajícími stadii algoritmu, který se shoduje s procesy, které mají přebytek kyseliny. Konečným výsledkem je rovnice molekulového typu.

Příklady alkalického média

Když je jod smíchán s hydroxidem sodným, tvoří se jodid sodný a jodičnan, molekuly vody. Pro dosažení rovnováhy procesu se používá metoda poloviční reakce. Příklady alkalických roztoků mají své vlastní specifické rysy týkající se vyrovnání atomového kyslíku.

NaOH + l₂ → NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^- → I^- | 5

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

I + 5I + 6OH^- → 3H₂O + 5I^- + IO₃^-

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

Výsledkem reakce je vymizení fialového barvení molekulárního jódu. Změna stupně oxidace tohoto prvku nastává od 0 do -1 a +5 při tvorbě jodidu a jodičnanu sodného.

Reakce v neutrálním médiu

Obvykle se jedná o procesy, které se vyskytují během hydrolýzy solí s tvorbou slabě kyselých (s indexem vodíku 6 až 7) nebo s mírně alkalickým roztokem (s pH 7 až 8).

Metoda polovičních reakcí v neutrálním médiu je zaznamenána v několika variantách.

První metoda nezohledňuje hydrolýzu soli. Médium se považuje za neutrální a molekulární vodě se připisuje nalevo od šipky. V tomto případě je jedna polovina reakce považována za kyselou a druhá polovina je alkalická.

Druhá metoda je vhodná pro procesy, při kterých lze nastavit přibližnou hodnotu indexu vodíku. Pak jsou reakce pro způsob iontového elektronu zvažovány v alkalickém nebo kyselém roztoku.

Například s neutrálním médiem

Když se sírovodík kombinuje s dichromanem sodným ve vodě, získá se sraženina síry, sodíku a chrómu trojmocných hydroxidů. Jedná se o typickou reakci na neutrální řešení.

Na₂Cr₂O_7. + H₂S + H2O → NaOH + S + Cr (OH)₃

H₂S-2e^- → S + H⁺ 3

7H₂O + Cr₂O_7.^2- + 6e^- → 8OH^- + 2Cr (OH)₃ | 1

7H₂O + 3H₂S + Cr₂O_7.^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr (OH)₃ +8OH^-. Kationty vodíku a hydroxidové anionty v kombinaci tvoří 6 molekul vody. Mohou být odstraněny v pravé a levé části, což zanechává převýšení před šipkou.

H₂O + 3H₂S + Cr₂O_7.^2- → 3S + 2Cr (OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂O_7. + 3H₂S + H₂O → 2NaOH + 3S + 2Cr (OH)₃

Na konci reakce sraženiny barev hydroxidu chrómu modré a žluté síry v alkalickém roztoku hydroxidu sodného. Oxidativní stupeň prvku S s hodnotou -2 se stává 0 a náboj chromu s +6 se změní na +3.