Metodë gjysmë-reaguese: algoritmi

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. E modifikuara e fundit: 2023-12-17 05:41

Shumë procese kimike ndodhin me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve që formojnë përbërjet reaguese. Shkrimi i ekuacioneve për reaksionet e tipit redoks shoqërohet shpesh me vështirësi në renditjen e koeficientëve përpara çdo formule të substancave. Për këto qëllime, janë zhvilluar teknika që lidhen me balancën elektronike ose elektron-jon të shpërndarjes së ngarkesës. Artikulli përshkruan në detaje mënyrën e dytë të shkrimit të ekuacioneve.

Metodë gjysmë-reaguese, entiteti

Quhet ndryshe edhe bilanci elektron-jon i shpërndarjes së faktorëve të koeficientit. Metoda bazohet në shkëmbimin e grimcave të ngarkuara negativisht ndërmjet anioneve ose kationeve në mjedise të tretura me vlera të ndryshme pH.

Në reaksionet e elektroliteve të tipit oksidues dhe reduktues, përfshihen jonet me ngarkesë negative ose pozitive. Ekuacionet molekulare-jonikellojet, bazuar në metodën e gjysmëreaksioneve, vërtetojnë qartë thelbin e çdo procesi.

Për të formuar një ekuilibër, një përcaktim i veçantë i elektroliteve të një lidhjeje të fortë përdoret si grimca jonike, dhe komponimet e dobëta, gazrat dhe reshjet në formën e molekulave të pandarë. Si pjesë e skemës, është e nevojshme të tregohen grimcat në të cilat ndryshon shkalla e oksidimit të tyre. Për të përcaktuar mediumin tretës në ekuilibër, acid (H⁺), alkaline (OH^-) dhe neutral (H_{2O) kushtet.}

Për çfarë përdoret?

Në OVR, metoda e gjysmë-reaksionit synon të shkruajë ekuacione jonike veçmas për proceset oksiduese dhe reduktuese. Bilanci përfundimtar do të jetë përmbledhja e tyre.

Hapat e ekzekutimit

Metoda e gjysmëreagimit ka veçoritë e veta të shkrimit. Algoritmi përfshin fazat e mëposhtme:

- Hapi i parë është të shkruani formulat e të gjithë reaktantëve. Për shembull:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Pastaj ju duhet të përcaktoni funksionin, nga pikëpamja kimike, të çdo procesi përbërës. Në këtë reagim, KMnO₄ vepron si një agjent oksidues, H₂S është një agjent reduktues dhe HCl përcakton një mjedis acid.

- Hapi i tretë është të shkruani nga një rresht i ri formulat e përbërjeve reaguese jonike me një potencial të fortë elektrolitik, atomet e të cilave kanë një ndryshim në gjendjet e tyre të oksidimit. Në këtë ndërveprim, MnO₄^- vepron si një agjent oksidues, H₂S ështëreagent reduktues dhe H⁺ ose kation oksonium H₃O⁺ përcakton mjedisin acid. Përbërjet elektrolitike të gazta, të ngurta ose të dobëta shprehen me formula të plota molekulare.

Duke ditur përbërësit fillestarë, përpiquni të përcaktoni se cilët reagentë oksidues dhe reduktues do të kenë përkatësisht forma të reduktuara dhe të oksiduara. Ndonjëherë substancat përfundimtare janë vendosur tashmë në kushte, gjë që e bën punën më të lehtë. Ekuacionet e mëposhtme tregojnë kalimin e H₂S (sulfidi i hidrogjenit) në S (squfur) dhe anionit MnO₄ ^{-në kationin Mn}2+.

Për të balancuar grimcat atomike në seksionin e majtë dhe të djathtë, në mjedisin acid shtohet kation hidrogjen H⁺ ose ujë molekular. Tretësirës alkaline i shtohen jonet hidroksid OH^- ose H₂O.

MnO₄^-→ Mn²⁺

Në tretësirë, një atom oksigjeni nga jonet e manganatit së bashku me H⁺ formojnë molekula uji. Për të barazuar numrin e elementeve, ekuacioni shkruhet si më poshtë: 2^{O + Mn}2+.

Më pas kryhet balancimi elektrik. Për ta bërë këtë, merrni parasysh shumën totale të tarifave në pjesën e majtë, rezulton +7, dhe më pas në anën e djathtë, rezulton +2. Për të balancuar procesin, substancave fillestare u shtohen pesë grimca negative: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Kjo rezulton në një gjysmëreaksion reduktimi.

Tani vijon procesi i oksidimit për të barazuar numrin e atomeve. Për këtë, në anën e djathtështoni kationet e hidrogjenit: H₂S → 2H⁺ + S.

Pas barazimit të tarifave: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Mund të shihet se dy grimca negative u hiqen përbërjeve fillestare. Rezulton gjysmë-reaksioni i procesit oksidativ.

Shkruani të dy ekuacionet në një kolonë dhe barazoni ngarkesat e dhëna dhe ato të marra. Sipas rregullit për përcaktimin e shumëfishave më të vegjël, për çdo gjysmëreaksion zgjidhet një shumëzues. Ekuacioni i oksidimit dhe reduktimit shumëzohet me të.

Tani mund të shtoni dy balancat duke shtuar anën e majtë dhe të djathtë së bashku dhe duke zvogëluar numrin e grimcave të elektroneve.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e ^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

Në ekuacionin që rezulton, mund ta zvogëloni numrin H⁺ me 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Kontrollimi i korrektësisë së bilancit të joneve duke numëruar numrin e atomeve të oksigjenit para dhe pas shigjetës, i cili është i barabartë me 8. Është gjithashtu e nevojshme të kontrollohen ngarkesat e pjesëve përfundimtare dhe fillestare të bilancit: (+6) + (-2)=+4. Nëse gjithçka përputhet, atëherë është e saktë.

Metoda e gjysmëreaksionit përfundon me kalimin nga shënimi jonik në ekuacionin molekular. Për çdo anionik dhegrimca kationike e anës së majtë të bilancit, zgjidhet një jon i kundërt në ngarkim. Më pas ato transferohen në anën e djathtë, në të njëjtën sasi. Tani jonet mund të kombinohen në molekula të tëra.

6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Është e mundur të zbatohet metoda e gjysmëreaksioneve, algoritmi i së cilës zbret në shkrimin e një ekuacioni molekular, së bashku me shkrimin e balancave të tipit elektronik.

Përcaktimi i agjentëve oksidues

Ky rol i përket grimcave jonike, atomike ose molekulare që pranojnë elektrone të ngarkuar negativisht. Substancat që oksidohen i nënshtrohen reduktimit në reaksione. Ata kanë një mangësi elektronike që mund të plotësohet lehtësisht. Procese të tilla përfshijnë gjysmëreaksione redoks.

Jo të gjitha substancat kanë aftësinë për të pranuar elektrone. Agjentët e fortë oksidues përfshijnë:

• përfaqësuesit halogjen;
• acid si nitrik, selenik dhe sulfurik;
• permanganat kaliumi, dikromat, manganat, kromat;
• oksidet tetravalente të manganit dhe plumbit;
• jonik argjendi dhe ari;
• përbërjet e gazta të oksigjenit;
• oksidet e bakrit dyvalent dhe argjendi njëvalent;
• përbërësit e kripës që përmbajnë klor;
• vodka mbretërore;
• peroksid hidrogjeni.

Përcaktimi i agjentëve reduktues

Ky rol i përket grimcave jonike, atomike ose molekulare që lëshojnë një ngarkesë negative. Në reaksione, substancat reduktuese i nënshtrohen një veprimi oksidues kur eliminohen elektronet.

Vetitë restauruese kanë:

• përfaqësues të shumë metaleve;
• përbërjet tetravalente të squfurit dhe sulfid hidrogjeni;
• acidet halogjene;
• sulfate hekuri, kromi dhe mangani;
• klorur dyvalent kallaji;
• reagentë që përmbajnë azot si acidi azotik, oksidi dyvalent, amoniaku dhe hidrazina;
• karboni natyror dhe oksidi i tij dyvalent;
• molekulat e hidrogjenit;
• acid fosfor.

Përparësitë e metodës elektron-jonike

Për të shkruar reaksione redoks, metoda e gjysmë-reaksionit përdoret më shpesh sesa bilanci i formës elektronike.

Kjo është për shkak të avantazheve të metodës elektron-jonike:

1. Kur shkruani një ekuacion, merrni parasysh jonet dhe komponimet reale që ekzistojnë në tretësirë.
2. Mund të mos keni fillimisht informacion për substancat që rezultojnë, ato përcaktohen në fazat përfundimtare.
3. Të dhënat e shkallës së oksidimit nuk nevojiten gjithmonë.
4. Falë metodës, mund të zbuloni numrin e elektroneve që marrin pjesë në gjysmëreaksione, si ndryshon pH e tretësirës.
5. Singularitetproceset dhe struktura e substancave që rezultojnë.

Gjysmë-reaksione në tretësirë acidi

Kryerja e llogaritjeve me një tepricë të joneve të hidrogjenit i bindet algoritmit kryesor. Metoda e gjysmëreaksioneve në një mjedis acid fillon me regjistrimin e pjesëve përbërëse të çdo procesi. Më pas ato shprehen në formën e ekuacioneve të formës jonike me balancën e ngarkesës atomike dhe elektronike. Proceset e natyrës oksiduese dhe reduktuese regjistrohen veçmas.

Për të barazuar oksigjenin atomik në drejtim të reaksioneve me tepricën e tij, futen kationet e hidrogjenit. Sasia e H⁺ duhet të jetë e mjaftueshme për të marrë ujë molekular. Në drejtim të mungesës së oksigjenit, H₂O.

Më pas kryeni balancën e atomeve dhe elektroneve të hidrogjenit.

Ata përmbledhin pjesët e ekuacioneve para dhe pas shigjetës me renditjen e koeficientëve.

Reduktoni jonet dhe molekulat identike. Grimcat anionike dhe kationike që mungojnë u shtohen reagentëve tashmë të regjistruar në ekuacionin e përgjithshëm. Numri i tyre pas dhe para shigjetës duhet të përputhet.

Ekuacioni OVR (metoda e gjysmë-reaksionit) konsiderohet i përmbushur kur shkruhet një shprehje e gatshme e një forme molekulare. Çdo komponent duhet të ketë një shumëzues të caktuar.

Shembuj për mjedise të tharta

Ndërveprimi i nitritit të natriumit me acidin klorik çon në prodhimin e nitratit të natriumit dhe acidit klorhidrik. Për të renditur koeficientët, përdoret metoda e gjysmëreaksioneve, shembuj të shkrimit të ekuacionevelidhur me treguesin e një mjedisi acid.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

JO₂^- + H₂O – 2e^- → JO₃^- +2H⁺ |3

ClO₃^- + 6H⁺ + 3H₂ O + 3JO₂^- → 3H₂O + Cl ^- + 3JO₃^- +6H⁺

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3JO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

Në këtë proces, nitrat natriumi formohet nga nitritet, dhe acidi klorhidrik formohet nga acidi klorik. Gjendja e oksidimit të azotit ndryshon nga +3 në +5, dhe ngarkesa e klorit +5 bëhet -1. Të dy produktet nuk precipitojnë.

Gjysmë-reaksione për mjedisin alkalik

Kryerja e llogaritjeve me një tepricë të joneve hidroksid korrespondon me llogaritjet për tretësirat acidike. Metoda e gjysmëreaksioneve në një mjedis alkalik gjithashtu fillon me shprehjen e pjesëve përbërëse të procesit në formën e ekuacioneve jonike. Ndryshimet vërehen gjatë shtrirjes së numrit të oksigjenit atomik. Pra, uji molekular shtohet në anën e reaksionit me tepricën e tij, dhe anionet hidroksid shtohen në anën e kundërt.

Koeficienti përballë molekulës H₂O tregon ndryshimin në sasinë e oksigjenit pas dhe para shigjetës, dhe për OH^{-jone është dyfishuar. Gjatë oksidimitnjë reagent që vepron si një agjent reduktues heq atomet O nga anionet hidroksil.}

Metoda e gjysmëreaksioneve përfundon me hapat e mbetur të algoritmit, të cilët përkojnë me proceset që kanë një tepricë acidi. Rezultati përfundimtar është një ekuacion molekular.

Shembuj alkaline

Kur jodi përzihet me hidroksid natriumi, jodidi i natriumit dhe jodati, formohen molekulat e ujit. Për të marrë ekuilibrin e procesit, përdoret metoda e gjysmë-reaksionit. Shembujt për tretësirat alkaline kanë specifikat e tyre të lidhura me barazimin e oksigjenit atomik.

NaOH + I₂ →NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^- → I^- |5

6OH^- + I - 5e^- → I^- + 3H 2_{O + IO}3- ^|1

I + 5I + 6OH^- → 3H₂O + 5I^- + IO ₃^-

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ →5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

Rezultati i reaksionit është zhdukja e ngjyrës vjollce të jodit molekular. Ka një ndryshim në gjendjen e oksidimit të këtij elementi nga 0 në -1 dhe +5 me formimin e jodidit të natriumit dhe jodatit.

Reagimet në një mjedis neutral

Zakonisht kështu quhen proceset që ndodhin gjatë hidrolizës së kripërave me formimin e një solucioni pak acid (me pH 6 deri në 7) ose pak alkaline (me pH 7 deri në 8)..

Metoda e gjysmë-reaksionit në një mjedis neutral është shkruar në disaopsionet.

Metoda e parë nuk merr parasysh hidrolizën e kripës. Mediumi merret si neutral, dhe uji molekular caktohet në të majtë të shigjetës. Në këtë version, një gjysmë-reaksion merret si acid, dhe tjetri si alkalik.

Metoda e dytë është e përshtatshme për proceset në të cilat mund të vendosni vlerën e përafërt të vlerës së pH. Pastaj reaksionet për metodën jon-elektron konsiderohen në një tretësirë alkaline ose acide.

Shembulli i mjedisit neutral

Kur sulfidi i hidrogjenit kombinohet me dikromat natriumi në ujë, përftohet një precipitat i squfurit, natriumit dhe hidroksideve të kromit trevalent. Ky është një reagim tipik për një zgjidhje neutrale.

Na₂Cr₂O₇ + H₂ S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)₃

H₂S - 2e^- → S + H⁺ |3

7H₂O + Cr₂O₇^2- + 6e^- → 8OH^- + 2Cr(OH)₃ |1

7H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH^-. Kationet e hidrogjenit dhe anionet hidroksid kombinohen për të formuar 6 molekula uji. Ato mund të hiqen në anën e djathtë dhe të majtë, duke lënë tepricën përpara shigjetës.

H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3S + 2Cr(OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂ S +H₂O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)₃

Në fund të reaksionit, një precipitat i hidroksidit të kromit blu dhe i verdhësqufuri në tretësirë alkaline me hidroksid natriumi. Gjendja e oksidimit të elementit S me -2 bëhet 0 dhe ngarkesa e kromit me +6 bëhet +3.