Half-reakcija metode: algoritms

Daudzi ķīmiskie procesi pārbaudīts ar izmaiņu pakāpēm oksidējot atomiem, kas veido reaktīvā savienojumu. Rakstīšana vienādojumu reakcijas reducēšanās veids bieži pavada grūtības, nosakot koeficientus pirms katra formulas vielām. Šim nolūkam, metodes ir izstrādātas, kas attiecas uz elektronisko vai elektronisko jonu maksas sadales līdzsvaru. Rakstā otro ceļu augšup vienādojumos.

half-reakcija metode, būtība

Viņš arī aicināja elektronu-jonu līdzsvaru sadales koeficientu pavairotāji. Pamatojoties uz metodi, apmainoties ar negatīvi lādētu daļiņas starp anjonu vai katjonu formā ar šķīšanas barotnē ar dažādu pH vērtību.

Jo reakciju oksidatīvos un reducējot elektrolītu piesaistītā ar negatīvajiem joniem un pozitīvu lādiņu. Vienādojumi molekulārā jonu sugas, kas balstīta uz pusi reakcija metode ir iesaistīts, skaidri parāda būtību jebkuru procesu.

Lai veidotu elektrolītus, izmantojot speciālu notācija stingru saiti kā jonu daļiņu un vaļīgi savienojumi, un gāzes atradnēs veidā undissociated molekulas atlikumu. Sastāvs ir norādīt shēmas daļiņas, kas maina savu pakāpi oksidēšanās. Lai noteiktu šķīdināšana vidēja līdzsvarā apzīmē skāba (H ^+), sārmu (OH ^-) un neitrālu (H ₂ O) nosacījumus.

Par to, ko lietot?

WRA metode ir vērsta uz pusi reakcijas vienādojumu rakstīšana Ionic atsevišķi oksidēšanas un reducēšanas procesos. Galīgais atlikums būs to summa.

īstenošanas posmi

Rakstīšana ir savas īpatnības puse reakcijas metodi. Algoritms ietver šādas darbības:

- Pirmais solis ir pierakstīt formulas visiem reaģentiem. Piemēram:

H ₂ S + KMnO ₄ + HCl

- Tad jums ir nepieciešams instalēt funkciju no ķīmiskā viedokļa, katra komponenta procesa. Šajā reakcijā, KMnO ₄ darbojas kā oksidētāju, H ₂ S ir reducētājs un HCl definē skābā vidē.

- Trešais solis būtu rakstīts uz jaunu line formula jonu savienojumu, kas reaģē ar spēcīgu elektrolīta potenciāla atomiem, kuri ir izmaiņas no grādiem oksidēšanās. Šajā reakcijā, MTO ₄ ^- darbojas kā oksidēšanas līdzekļa, H ₂ S ir reducējošais reaģents un H ⁺ oxonium katjons vai H ₃ O ⁺ definē skābā vidē. Gāzveida, cietā vai vāji electrolytic Savienojums, kas izteikts veselu molekulārās formulas.

Zinot, sākot komponentus, lai mēģinātu noteikt, kāda veida oksidēšanos un reducētājvielas tiks samazināts un oksidējas veidlapu, attiecīgi. Dažreiz gala vielas jau ir norādīti nosacījumi, kas atvieglo darbu. Šādas vienādojumu norādīt pāreja H ₂ S (sērūdeņraža) S (sēra), un anjonu MTO ₄ ^- Mn ²⁺ katjonu.

Par līdzsvaru atomu daļiņu labo un kreiso daļu skābā vidē tiek pievienots ūdeņradis katjonu H ⁺ vai molekulāro ūdeni. Sārma šķīdums tika pievienots hidroksīdu jonus OH ^- vai H ₂ O.

MTO ₄ ^- → Mn ²⁺

In a solution of skābekļa atomu kopā ar manganatnyh joni H ⁺ formā ūdens molekulām. Lai izlīdzinātu vairāki elementi tiek rakstīts kā vienādojuma: 8h ^{+ +} MTO ₄ ^- → 4H ₂ O + Mn ^2+.

Tad, balansēšana tiek veikta elektrību. Lai to izdarītu, apsvērt kopsummu maksas palicis jomā, izrādās septiņi, un tad uz labo pusi, divas izejas. Lai līdzsvarotu procesu pievieno izejvielām piecas negatīvās daļiņas: 8H ^{+ +} MTO ₄ ^- + 5e ^- → 4H ₂ O + Mn ^2+. Izrādās pusei reakcija atgūt.

Tagad izlīdzinātu atomu skaitu līdz būt oksidēšanās process. To this is pievieno labajā pusē ūdeņraža katjoniem: H ₂ S → 2H ^{+ +} S.

Pēc tam, kad equalizing maksa, tiek veikta: H ₂ S -2e ^- → 2H ^{+ +} S. Tas ir redzams, ka Izejas savienojumi, kas patērē divas negatīvas daļiņas. Izrādās pusi reakciju no oksidācijas procesā.

Ierakstiet divus vienādojumus kolonnā un rindā cast un pieņemtās maksas. Saskaņā ar noteikumu noteikšana vismazāko dalās ir izvēlēta par katru pusi reakcijas savu reizinātāju. Tā tiek reizināta ar oksidatīvos un reducējošo vienādojumā.

Tagad tas ir iespējams veikt summējot divas loksnes, salocītu kreisajā un labajā pusē kopā un samazinot skaitu elektronisko sugām.

8H ^{+ +} MTO 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

Iegūto vienādojumu var samazināt skaitu H ⁺ 10: 6H ^{+ +} 2MnO ₄ ^- + 5H ₂ S → 8H ₂ O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Mēs pārbaudīt pareizību jonu līdzsvaru ar saskaitot skābekļa atomiem, bultas un pēc tam, kas ir vienāds ar 8. Ir nepieciešams arī, lai pārbaudītu pēdējās izmaksas, un sākotnējā daļa no atlikuma: (+6) + (-2) = 4. Ja viss sakrīt, tas ir uzrakstīts pareizi.

half-reakcija metode beidzas ar pāreju no molekulāro jonu ierakstīšanai ar vienādojumu. Attiecībā uz katras daļiņas anjons un katjons daļa no kreisās atlikumu pretī uzlādes izvēlētā jonu. Tad tie tiek pārsūtīti uz labo pusi, tādā pašā apmērā. Tagad, joni var pieslēgt Visas molekulas.

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.

Piesakies metode pusi reakcijām, algoritmu, kas ir rakstīt molekulāro vienādojumu, tā var kopā ar rakstīšanas veidu elektronisko atlikumi.

Noteikšana oksidantiem

Šāda loma ir jonu, atomu vai molekulu personām, kas saņem negatīvu elektrisko lādiņu. Oksidējošas vielas iziet atjaunošanu šajā reakcijās. Viņiem ir elektroniskā trūkums, ko var viegli piepildīta. Šādi procesi ietver oksidēšanās-reducēšanās pusi reakciju.

Ne visi vielām ir spēja pievienot elektronus. Ar spēcīgiem oksidantiem reaģentu ietver:

• halogēnu pārstāvjiem;
• acid, piemēram, slāpekļskābes, sērskābes un selēna;
• kālija permanganāts, dihromāts, manganatny, hromāta;
• tetravalentās mangāns un svina oksīdi;
• sudraba un zelta ion;
• Savienojums gāzveida skābekļa atoms;
• divvērtīgs vara oksīdi un monovalenta sudraba;
• hloru saturošu sāls komponentus;
• degvīns royal;
• ūdeņraža peroksīds.

Reducējošo

Šī loma pieder jonu, atomu un molekulu daļiņas, kas sniedz negatīvu lādiņu. Jo reakcijām samazinot vielas iziet oksidatīvo ietekme uz šķelšanai elektroniem.

Ir samazinot īpašības :

• Pārstāvji daudzu metālu;
• tetravalentās sēra savienojumi un sērūdeņradi;
• halogēnu acids;
• dzelzs, hroms, un mangāna sulfāta;
• alvas hlorīda;
• slāpekli saturošas vielas, piemēram, skābes slāpekļa, alvas oksīda, hidrazīna un amonjaku;
• dabas ogleklis un divvērtīgs oksīds;
• ūdeņraža molekula;
• fosfora skābes.

Priekšrocības metodi, elektronu-ion

Lai uzrakstītu oksidēšanās-reducēšanās reakciju, puse-reakcijas metode tiek izmantota biežāk nekā elektroniskā veida līdzsvaru.

Tas ir saistīts ar priekšrocībām elektronu-ion metode :

1. Laikā, kad rakstveidā vienādojumu Apsverot faktisko jonus un savienojumus, kas pastāv kā daļa no risinājuma.
2. Jūs nevarat sākotnēji ir informācija par savienojumu saņemšanu, tie nosaka noslēguma posmu.
3. Tas ne vienmēr ir nepieciešami dati par pakāpi oksidēšanās.
4. Sakarā ar metodi, ir iespējams uzzināt numuru iesaistīto pusi reakcijas kā mainot pH vērtību risinājuma elektroni.
5. Ar samazināto vienādojumu jonu suga pētīta procesu funkciju un struktūru Izveidotie savienojumi.

Half-reakcija skābā šķīdumā

Veicot aprēķinus ar lieko ūdeņraža joniem paklausa pamata algoritmu. Metode half-reakcija skābā vidē ar ierakstu sākt daļu no jebkuras procesā. Tad tie tika izteikti formā vienādojumu jonu sugas atbilstoši par atomu un elektronisko maksas līdzsvaru. Atsevišķi reģistrē procesus oksidatīvos un reducējot raksturu.

Lai izlīdzinātu atomu skābekļa sāniski reakcijas ar pārākumā panākt saviem ūdeņraža katjonus. Par H ⁺ summām jābūt pietiekamam, lai iegūtu molekulāro ūdeni. Malā skābekļa trūkums saistīt H ₂ O.

Pēc tam veica ūdeņraža atomiem un elektroniem līdzsvaru.

Padarīt sasummēt vienādojumu pirms un pēc bultiņas ar vienošanos par koeficientu.

Veikt tādu pašu samazinājumu joniem un molekulām. Ar jau reģistrēti reaģentu kopējo pievienojot trūkstošo vienādojums darboties anjonu un katjonu sugas. To skaits pirms un pēc bultiņas jāsakrīt.

Equation OVR (half-reakcija metode) tiek uzskatīta par izpildītu, kad rakstiski gatavo izpausmi molekulu. Blakus katram komponentam jābūt noteikta faktors.

Piemēri skābā vidē

The reaction nātrija nitrīta ar Hlorskābes noved pie ražošanai nātrija nitrātu un sālsskābi. Par vienošanos par koeficientu, izmantojot metodi pusi reakcijām, piemēri rakstīšanas vienādojumu saistīta ar norādi uz skābā vidē.

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.

Šajā procesā tiek iegūts nitrīts no nātrija nitrāta, un no Hlorskābes izveidojuši sāli. Oksidēšana pakāpes izmaiņas, kas satur slāpekli 3 līdz 5, un hlora maksas 5 kļūst -1. Abi produkti neveido nogulsnes.

Half-reakcija uz sārmainā vidē

Vadīšana aprēķinus kad lieko hidroksīda joni atbilst aprēķinos skābiem šķīdumiem. Metode puse reakcija sārmainā vidē arī sāk izteikt komponentus procesa formā jonu vienādojumu. Atšķirības novēroja saskaņošanu atomu skābekļa laikā. Tādējādi, malā no tā reakcijā ar lieko molekulārais celt ūdeni, un uz pretējā pusē appends hidroksīdu anjonus.

No molekulu H ₂ O koeficients norāda atšķirību skābekļa daudzumu, pirms un pēc tam, kad bulta, un par joniem OH ^- tas double. oksidētājā laikā, kas darbojas kā reducētāju aizņem O atomiem ar hidroksilgrupu anjoniem.

Metode puse reakcija tiek pabeigta veicot atlikušos soļus algoritmu, kas sakrīt ar procesiem, kas ir pārākumā skābi. Gala rezultāts ir vienādojuma no molekulu.

Piemēri sārmainā vidē

Kad sajaucot jodu ar nātrija hidroksīda veidojas nātrija jodīda un jodāts, ar ūdens molekulām. Par bilances procesā, izmantojot pusi reakcijas metodi. Piemēri sārmu šķīdumu ir to specifiku, kas saistīti ar izlīdzināšanai atomu skābekļa.

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.

Reakcijas rezultāts ir izzušana violetajiem krāsojuma molekulāro joda. Ir maiņa oksidēšana state of elementa no 0 līdz 1. un 5. punktā, lai veidotu jodīda un nātrija jodātu.

Reakcija ar neitrālu vidē

Parasti tas attiecas uz procesu, kas sastopamas hidrolīzi, lai veidotu vājas skābes sāļi (ar pH vērtību starp 6 un 7) vai nedaudz pamata (līdz pH 7 līdz 8) šķīduma.

puse reakcija metode neitrālā vidē ir ierakstīts vairākās versijās.

Pirmajā metodē neņem vērā sāls hidrolīzi. Barotni pieņemts kā neitrālais un pa kreisi bultiņas atribūtu molekulāro ūdeni. Šajā izgudrojuma realizācijas variantā, pusi reakcijas risinās uz skābes, un otru - sārmu.

Otrā metode ir piemērota procesiem, kur tas ir iespējams, lai noteiktu aptuvenu pH vērtību. Pēc tam reakcijas uz metodi, jonu elektronu uzskatīta sārmainā vai skābā šķīdumā.

Example neitrāls vidējs

Kad sērūdeņradi savienojums ar nātrija dihromāts ūdenī tiek iegūta nogulsnes sēru, nātrija un trīsvērtīgā hroma hidroksīdu. Šī ir tipiska reakcija uz neitrālu risinājumu.

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 ^-. Ūdeņraža katjoni un hidroksīds anjoni, ja tā saistīta, veido 6 ūdens molekulām. Tos var noņemt labi un pa kreisi, atstājot lieko ar bultiņu.

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

Pēc reakcijas beigām nogulsnes hroma hidroksīdu krāsas zils un dzeltens sēru sārmainā šķīdumā ar nātrija hidroksīdu. Oksidatīvo jauda elementa S kļūst -2 līdz 0, un uzlādēts ar hroma +6 konvertēts 3.