Метод напівреакцій: алгоритм

Відео: Редокс. Метод електронного балансу. ЄДІ

Багато хімічні процеси проходять зі зміною окислювальних ступенів атомів, які утворюють реагують з`єднання. Написання рівнянь реакцій окисно-відновного типу часто супроводжується труднощами при розстановці коефіцієнтів перед кожною формулою речовин. Для цих цілей розроблені методики, пов`язані з електронним або електронно-іонним балансом розподілу зарядів. У статті докладно описаний другий спосіб складання рівнянь.

Метод напівреакцій, сутність

Він ще називається електронно-іонним балансом розподілу коефіцієнтних множників. Заснований метод на обміні негативно зарядженими частинками між аніонами або катіонами в розчинених середовищах з різним значенням водневого показника.

У реакціях електролітів окисного і відновлювального типу беруть участь іони з негативним або позитивним зарядом. Рівняння молекулярно-іонного виду, в основі яких задіяний метод напівреакцій, наочно доводять суть будь-якого процесу.

Для формування балансу використовують спеціальне позначення електролітів сильного ланки як іонних частинок, а слабких з`єднань, газів і опадів у вигляді недіссоціірованних молекул. У складі схеми необхідно вказувати частки, в яких змінюються ступені їх окислення. Для визначення розчинюючої середовища в балансі позначають кислі (H⁺), Лужні (OH^-) І нейтральні (H₂O) умови.

Для чого використовують?

В ОВР метод напівреакцій спрямований на написання рівнянь іонних окремо для процесів окислювальних і відновних. Кінцевим балансом буде їх підсумовування.

етапи виконання

Своїми особливостями написання володіє метод напівреакцій. Алгоритм включає наступні стадії:

- Насамперед слід записати формули всіх реагуючих речовин. наприклад:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Потім необхідно встановити функцію, з хімічної точки зору, кожної складової процесу. В даній реакції KMnO₄ виступає в ролі окислювача, H₂S є відновником, а HCl визначає кислотну середу.

- Третім етапом потрібно записати з нового рядка формули іонні реагують сполук з сильним електролітним потенціалом, у атомів яких спостерігається зміна ступенів їх окислення. В даному взаємодії MnO₄^- виступає в ролі окисляє речовини, H₂S є відновлює реагентом, а H⁺ або оксоніевий катіон H₃O⁺ визначає кислотну середу. Газоподібні, тверді або слабкі електролітичні сполуки висловлюють цілими формулами молекулярними.

Знаючи вихідні компоненти, постаратися визначити, яка у окисляє і відновлює реагенту буде відновлена і окислена форма відповідно. Іноді кінцеві речовини вже задані в умовах, що полегшує роботу. У наступних рівняннях вказують перехід H₂S (сірководню) в S (сірку), а аніона MnO₄^- в катіон Mn²⁺.

Для балансу атомарних частинок в лівому і правому ділянці в кислотне середовище додають водневий катіон H⁺ або молекулярну воду. У розчин лужний вносять іони гідроксиду OH^- або H₂O.

MnO₄^- Mn²⁺

У розчині атом кисню з манганатних іонів спільно з H⁺ формують молекули води. Для вирівнювання кількості елементів рівняння записують так: 8H⁺ + MnO₄^- 4H₂O + Mn²⁺.

Потім проводять електричну балансування. Для цього вважають загальну суму зарядів в лівому ділянці, виходить +7, а потім в правій стороні, виходить +2. Для врівноваження процесу до вихідних речовин додається п`ять негативних частинок: 8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- 4H₂O + Mn²⁺. Виходить полуреакции відновлення.

Тепер зрівняти за кількістю атомів підходить черга процесу окислення. Для цього в праву частину додають водневі катіони: H₂S 2H⁺ + S.

Після проводять зрівнювання зарядів: H₂S -2e^- 2H⁺ + S. Видно, що від вихідних з`єднань віднімають дві негативні частинки. Виходить полуреакции окисного процесу.

Записують обидва рівняння в стовпчик і вирівнюють віддані і прийняті заряди. За правилом визначення найменших кратних підбирають для кожної полуреакции свій множник. На нього множиться окислительное та відновлювальне рівняння.

Тепер можна здійснити підсумовування двох балансів, склавши ліві і праві боку між собою і скоротивши кількість електронних частинок.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- 4H₂O + Mn²⁺ | 2

H₂S -2e^- 2H⁺ + S | 5

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

В отриманому рівнянні можна число H⁺ скоротити на 10: 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Перевіряємо правильність складання іонного балансу за допомогою підрахунку числа кисневих атомів до стрілки і після неї, яке дорівнює 8. Також необхідно звірити заряди кінцевої і початкової частини балансу: (+6) + (-2) = +4. Якщо все збігається, то він складений правильно.

Метод напівреакцій закінчується переходом від іонної записи до рівняння молекулярному. Для кожної анионной і катионной частки лівої частини балансу підбирається протилежний по заряду іон. Потім їх переносять в праву сторону, в такій же кількості. Тепер іони можна з`єднати в цілі молекули.

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

6Cl^- + 2K⁺ 6Cl^- + 2K⁺

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

Застосовувати метод напівреакцій, алгоритм якого зводиться до написання молекулярного рівняння, можна поряд з написанням балансів електронного типу.

визначення окислювачів

Така роль належить іонним, атомарним або молекулярним частинкам, які приймають негативно заряджені електрони. Речовини, що окислюють зазнають відновлення в реакціях. Вони володіють електронним недоліком, який легко можна заповнити. Такі процеси включають окислювально-відновні полуреакции.

Не у всіх речовин є здатність приєднувати електрони. До сильних окислюючими реагентів відносять:

• галогенових представників;
• кислоту типу азотної, селеновой і сірчаної;
• калій Перманганатна, Дихроматні, манганатний, хроматних;
• марганцевих і свинцеві чотирьохвалентного оксиди;
• срібло і золото іонну;
• з`єднання газоподібні кисню;
• міді двухвалентной і срібла одновалентного оксиди;
• які містять хлор сольові компоненти;
• горілку царську;
• водню перекис.

визначення відновників

Така роль належить іонним, атомарним або молекулярним частинкам, які віддають негативний заряд. У реакціях відновлюють речовини зазнають окисну дію при відщепленні електронів.

Відновні властивості мають:

• представники багатьох металів;
• сірки чотиривалентної з`єднання і сірководень;
• галогенсодержащие кислоти;
• заліза, хрому та марганцю сульфати;
• олова двовалентний хлорид;
• азотсодержащие реагенти типу кислоти азотної, двовалентного оксиду, аміаку і гідразину;
• природний вуглець і його оксид двовалентний;
• водневі молекули;
• кислота фосфористая.

Переваги електронно-іонного способу

Щоб написати окислювально-відновні реакції, метод напівреакцій застосовують частіше, ніж баланс електронного виду.

Відео: Тест В3. Розстановка коефіцієнтів методом електронного балансу

Пов`язано це з преімуществаміелектронно-іонного способу:

1. Під час написання рівняння розглядають реальні іони і з`єднання, які існують в складі розчину.
2. Можна спочатку не мати інформації про виходять речовинах, їх визначають на кінцевих етапах.
3. Не завжди потрібні дані про окислювальному ступеня.
4. Завдяки методу можна дізнатися число електронів, які беруть участь в полуреакции, як змінюється водневий показник розчину.
5. За скороченим рівнянням іонного виду вивчається особливість протікання процесів і структура одержані речовин.

Полуреакции в кислому розчині

Проведення обчислень при надлишку водневих іонів підпорядковується основному алгоритму. Метод напівреакцій в кислому середовищі починають із запису складових частин будь-якого процесу. Потім їх висловлюють у формі рівнянь іонного виду з дотриманням балансу атомарного і електричного заряду. Окремо записують процеси окисного і відновлювального характеру.

для вирівнювання атомарного кисню в сторону реакцій з його надлишком привносять водневі катіони. кількості H⁺ має вистачити для отримання молекулярної води. В сторону нестачі кисню приписують H₂O.

Потім проводять баланс водневих атомів і електронів.

Роблять підсумовування частин рівнянь до і після стрілки з розстановкою коефіцієнтів.

Здійснюють скорочення однакових іонів і молекул. До вже записаним реагентів в сумарному рівнянні виконують додавання відсутніх аніонних і катіонних частинок. Їх кількість після і до стрілочки має збігатися.

Рівняння ОВР (метод напівреакцій) вважається виконаним при написанні готового виразу молекулярного виду. Біля кожного компонента повинен стояти певний множник.

Приклади для кислого середовища

взаємодія нітриту натрію з кислотою хлорноватої призводить до отримання натрію нітрату і кислоти соляної. Для розстановки коефіцієнтів використовується метод напівреакцій, приклади написання рівнянь пов`язані з зазначенням кислого середовища.

NaNO₂ + HClO₃ NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- 3H₂O + Cl^- | 1

NO₂^- + H₂O - 2e^- NO₃^- +2H⁺ | 3

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

ClO₃^- + 3NO₂^- Cl^- + 3NO₃^-

3Na⁺ + H⁺ 3Na⁺ + H⁺

3NaNO₂ + HClO₃ 3NaNO₃ + HCl.

В даному процесі з нітриту виходить нітрат натрію, а з хлорноватої утворюється соляна кислота. Окислювальна ступінь азоту змінюється з +3 до +5, а заряд хлору +5 стає -1. Обидва продукти не утворюють осаду.

Полуреакции для лужного середовища

Проведення обчислень при надлишку гідроксідних іонів відповідає розрахункам для кислих розчинів. Метод напівреакцій в лужному середовищі також починають з виразу складових частин процесу в формі іонних рівнянь. Відмінності спостерігаються під час вирівнювання числа атомарного кисню. Так, в бік реакції з його надлишком привносять молекулярну воду, а в протилежну частину дописують аніони гідроксиду.

Коефіцієнт перед молекулою H₂O показує різницю в кількості кисню після і до стрілки, а для іонів OH^- його подвоюють. В ході окислення реагент, що виконує роль відновлювача, забирає атоми O від гідроксильних аніонів.

Метод напівреакцій закінчується проведенням залишилися етапів алгоритму, які збігаються з процесами, що мають кислий надлишок. Кінцевим результатом служить рівняння молекулярного виду.

Приклади для лужного середовища

При змішуванні йоду з натрію гідроксидом утворюється натрію йодид і йодат, молекули води. Для отримання балансу процесу використовують метод напівреакцій. Приклади для розчинів лужних мають свою специфіку, пов`язану з вирівнюванням атомарного кисню.

NaOH + I₂ 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.

Відео: Метод електронно-іонного балансу (напівреакцій). Органічна хімія.

Результатом реакції є зникнення фіолетового забарвлення молекулярного йоду. Відбувається зміна ступеня окислення даного елемента з 0 до -1 і +5 з утворенням йодиду і йодату натрію.

Реакції в нейтральному середовищі

Зазвичай так називають процеси, що проходять при гідролізі солей з утворенням слабокислого (з водневим показником від 6 до 7) або слабощелочного (з pH від 7 до 8) розчину.

Метод напівреакцій в нейтральному середовищі записують кількома варіантами.

У першому способі не враховують сольовий гідроліз. Середу приймають за нейтральну, а зліва від стрілочки приписують молекулярну воду. У такому варіанті одну полуреакции приймають за кислотну, а іншу - за лужну.

Другий спосіб підходить для процесів, в яких можна встановити приблизне значення водневого показника. Тоді реакції для методу іонно-електронного розглядають в лужному або кислому розчині.

Приклад з нейтральним середовищем

При з`єднанні сірководню з натрію дихроматом в воді виходить осад сірки, натрію і хрому тривалентного гідроксиди. Це типова реакція для нейтрального розчину.

Na₂Cr₂O₇ + H₂S + H2O NaOH + S + Cr (OH)₃

H₂S - 2e^- S + H⁺ | 3

7H₂O + Cr₂O₇² + 6e^- 8OH^- + 2Cr (OH)₃ | 1

7H₂O + 3H₂S + Cr₂O₇² 3H⁺ +3S + 2Cr (OH)₃ +8OH^-. Катіони водню і гідроксид-аніони, з`єднуючись, утворюють 6 молекул води. Їх можна прибрати в правій і лівій частині, залишивши надлишок перед стрілкою.

H₂O + 3H₂S + Cr₂O₇² 3S + 2Cr (OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂S + H₂O 2NaOH + 3S + 2Cr (OH)₃

В кінці реакції утворюється осад з гідроксиду хрому блакитного кольору і жовтою сірки в лужному розчині з гідроксидом натрію. Окислювальна ступінь елемента S з -2 стає 0, а хрому заряд з +6 перетворюється в +3.