Muitos processos químicos ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos átomos que formam os compostos reagentes. Escrever equações para reações do tipo redox é muitas vezes acompanhado de dificuldade em arranjar os coeficientes na frente de cada fórmula de substâncias. Para tanto, foram desenvolvidas técnicas relacionadas ao equilíbrio eletrônico ou elétron-íon da distribuição de cargas. O artigo descreve em detalhes a segunda maneira de escrever equações.
Método de semi-reação, entidade
Também é chamado de balanço elétron-íon da distribuição dos fatores de coeficiente. O método é baseado na troca de partículas carregadas negativamente entre ânions ou cátions em meios dissolvidos com diferentes valores de pH.
Nas reações de eletrólitos do tipo oxidante e redutor, estão envolvidos íons com carga negativa ou positiva. Equações molecular-iônicastipos, baseados no método de semi-reações, comprovam claramente a essência de qualquer processo.
Para formar um equilíbrio, uma designação especial de eletrólitos de ligação forte é usada como partículas iônicas, e compostos fracos, gases e precipitação na forma de moléculas não dissociadas. Como parte do esquema, é necessário indicar as partículas nas quais o grau de oxidação muda. Para determinar o meio solvente na balança, ácido (H+), alcalino (OH-) e neutro (H2O) condições.
Para que serve?
Em OVR, o método de semi-reação visa escrever equações iônicas separadamente para processos oxidativos e de redução. O saldo final será a soma deles.
Passos de execução
O método de meia-reação tem suas próprias peculiaridades de escrita. O algoritmo inclui os seguintes estágios:
- O primeiro passo é escrever as fórmulas de todos os reagentes. Por exemplo:
H2S + KMnO4 + HCl
- Então você precisa estabelecer a função, do ponto de vista químico, de cada processo constituinte. Nesta reação, KMnO4 atua como agente oxidante, H2S é um agente redutor e HCl define um ambiente ácido.
- O terceiro passo é escrever a partir de uma nova linha as fórmulas de compostos de reação iônica com um forte potencial eletrolítico, cujos átomos têm uma mudança em seus estados de oxidação. Nesta interação, MnO4- atua como agente oxidante, H2S éreagente redutor, e H+ ou cátion oxônio H3O+ determina o ambiente ácido. Compostos eletrolíticos gasosos, sólidos ou fracos são expressos por fórmulas moleculares inteiras.
Conhecendo os componentes iniciais, tente determinar quais reagentes oxidantes e redutores terão as formas reduzida e oxidada, respectivamente. Às vezes as substâncias finais já estão fixadas nas condições, o que facilita o trabalho. As equações a seguir indicam a transição de H2S (sulfeto de hidrogênio) para S (enxofre), e o ânion MnO4 -para o cátion Mn2+.
Para equilibrar as partículas atômicas nas seções esquerda e direita, o cátion hidrogênio H+ ou água molecular é adicionado ao meio ácido. Os íons hidróxido OH- ou H2O.
são adicionados à solução alcalina
MnO4-→ Mn2+
Em solução, um átomo de oxigênio de íons manganato junto com H+ formam moléculas de água. Para equalizar o número de elementos, a equação é escrita da seguinte forma: 2O + Mn2+.
Em seguida, é realizado o balanceamento elétrico. Para fazer isso, considere a quantidade total de cargas na seção esquerda, resulta em +7 e, no lado direito, resulta em +2. Para equilibrar o processo, cinco partículas negativas são adicionadas às substâncias iniciais: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Isso resulta em uma semi-reação de redução.
Agora segue o processo de oxidação para equalizar o número de átomos. Para isso, do lado direitoadicionar cátions de hidrogênio: H2S → 2H+ + S.
Após as cargas serem equalizadas: H2S -2e- → 2H+ + S. Pode-se ver que duas partículas negativas são retiradas dos compostos de partida. Acontece a semi-reação do processo oxidativo.
Escreva ambas as equações em uma coluna e iguale as cargas dadas e recebidas. De acordo com a regra para determinar os menores múltiplos, um multiplicador é selecionado para cada semi-reação. A equação de oxidação e redução é multiplicada por ela.
Agora você pode somar os dois saldos somando os lados esquerdo e direito e reduzindo o número de partículas de elétrons.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
Na equação resultante, você pode reduzir o número H+ por 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Verificando a exatidão do balanço iônico contando o número de átomos de oxigênio antes e depois da seta, que é igual a 8. Também é necessário verificar as cargas das partes final e inicial do balanço: (+6) + (-2)=+4. Se tudo corresponder, então está correto.
O método de semi-reação termina com a transição da notação iônica para a equação molecular. Para cada aniônico epartícula catiônica do lado esquerdo da balança, um íon de carga oposta é selecionado. Em seguida, eles são transferidos para o lado direito, na mesma quantidade. Agora os íons podem ser combinados em moléculas inteiras.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
É possível aplicar o método das semi-reações, cujo algoritmo se resume a escrever uma equação molecular, juntamente com a escrita de balanços do tipo eletrônico.
Determinação de agentes oxidantes
Este papel pertence a partículas iônicas, atômicas ou moleculares que aceitam elétrons carregados negativamente. Substâncias que oxidam sofrem redução nas reações. Eles têm uma deficiência eletrônica que pode ser facilmente preenchida. Tais processos incluem semi-reações redox.
Nem todas as substâncias têm a capacidade de aceitar elétrons. Agentes oxidantes fortes incluem:
- representantes de halogênio;
- ácidos como nítrico, selênico e sulfúrico;
- permanganato de potássio, dicromato, manganato, cromato;
- óxidos tetravalentes de manganês e chumbo;
- prata e ouro iônico;
- compostos gasosos de oxigênio;
- cobre bivalente e óxidos de prata monovalentes;
- componentes de sal contendo cloro;
- vodka real;
- peróxido de hidrogênio.
Determinação dos agentes redutores
Este papel pertence a partículas iônicas, atômicas ou moleculares que emitem uma carga negativa. Nas reações, as substâncias redutoras sofrem uma ação oxidante quando os elétrons são eliminados.
As propriedades restaurativas têm:
- representantes de muitos metais;
- compostos tetravalentes de enxofre e sulfeto de hidrogênio;
- ácidos halogenados;
- sulfatos de ferro, cromo e manganês;
- cloreto divalente de estanho;
- reagentes contendo nitrogênio, como ácido nitroso, óxido bivalente, amônia e hidrazina;
- carbono natural e seu óxido bivalente;
- moléculas de hidrogênio;
- ácido fosforoso.
Vantagens do método elétron-íon
Para escrever reações redox, o método de semi-reação é usado com mais frequência do que a balança eletrônica.
Isso se deve às vantagens do método elétron-íon:
- Ao escrever uma equação, considere os íons e compostos reais que existem na solução.
- Você pode não ter inicialmente informações sobre as substâncias resultantes, elas são determinadas nos estágios finais.
- Os dados do grau de oxidação nem sempre são necessários.
- Graças ao método, você pode descobrir o número de elétrons que participam das semi-reações, como o pH da solução muda.
- Singularidadeprocessos e a estrutura das substâncias resultantes.
Semi-reações em solução ácida
Efetuar cálculos com excesso de íons de hidrogênio obedece ao algoritmo principal. O método de semi-reações em meio ácido começa com o registro das partes constituintes de qualquer processo. Em seguida, eles são expressos na forma de equações da forma iônica com o equilíbrio de carga atômica e eletrônica. Processos de natureza oxidante e redutora são registrados separadamente.
Para equalizar o oxigênio atômico na direção das reações com seu excesso, são introduzidos cátions de hidrogênio. A quantidade de H+ deve ser suficiente para obter água molecular. Na direção da f alta de oxigênio, H2O.
Em seguida, faça o balanço dos átomos de hidrogênio e elétrons.
Eles somam as partes das equações antes e depois da seta com a disposição dos coeficientes.
Reduz íons e moléculas idênticas. As partículas aniônicas e catiônicas ausentes são adicionadas aos reagentes já registrados na equação geral. O número deles depois e antes da seta deve corresponder.
A equação OVR (método de meia reação) é considerada cumprida ao escrever uma expressão pronta de uma forma molecular. Cada componente deve ter um certo multiplicador.
Exemplos para ambientes azedos
A interação do nitrito de sódio com o ácido clorídrico leva à produção de nitrato de sódio e ácido clorídrico. Para organizar os coeficientes, é usado o método de semi-reações, exemplos de equações de escritaassociado à indicação de um ambiente ácido.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NÃO2- + H2O – 2e- → NÃO3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
Neste processo, o nitrato de sódio é formado a partir do nitrito e o ácido clorídrico é formado a partir do ácido clorídrico. O estado de oxidação do nitrogênio muda de +3 para +5, e a carga de cloro +5 se torna -1. Ambos os produtos não precipitam.
Semi-reações para meio alcalino
Efetuar cálculos com excesso de íons hidróxido corresponde aos cálculos para soluções ácidas. O método de semi-reações em meio alcalino também começa com a expressão das partes constituintes do processo na forma de equações iônicas. Diferenças são observadas durante o alinhamento do número de oxigênio atômico. Assim, a água molecular é adicionada ao lado da reação com seu excesso e os ânions hidróxido são adicionados ao lado oposto.
O coeficiente na frente da molécula H2O mostra a diferença na quantidade de oxigênio após e antes da seta, e para OH-íons é duplicado. Durante a oxidaçãoum reagente que atua como agente redutor remove átomos de O dos ânions hidroxila.
O método das semi-reações termina com as etapas restantes do algoritmo, que coincidem com processos que possuem excesso de acidez. O resultado final é uma equação molecular.
Exemplos alcalinos
Quando o iodo é misturado com hidróxido de sódio, formam-se iodeto e iodato de sódio, moléculas de água. Para obter o equilíbrio do processo, utiliza-se o método de meia-reação. Exemplos de soluções alcalinas têm suas próprias especificidades associadas à equalização do oxigênio atômico.
NaOH + I2 →NaI + NaIO3 + H2O
I + e- → I- |5
6OH- + I - 5e- → I- + 3H 2O + IO3- |1
I + 5I + 6OH- → 3H2O + 5I- + IO 3-
6Na+ → Na+ + 5Na+
6NaOH + 3I2 →5NaI + NaIO3 + 3H2O.
O resultado da reação é o desaparecimento da cor violeta do iodo molecular. Há uma mudança no estado de oxidação deste elemento de 0 para -1 e +5 com a formação de iodeto e iodato de sódio.
Reações em ambiente neutro
Normalmente este é o nome dos processos que ocorrem durante a hidrólise de sais com a formação de uma solução levemente ácida (com pH de 6 a 7) ou levemente alcalina (com pH de 7 a 8).
O método de meia-reação em meio neutro está escrito em váriosopções.
O primeiro método não leva em conta a hidrólise do sal. O meio é considerado neutro e a água molecular é atribuída à esquerda da seta. Nesta versão, uma semi-reação é considerada ácida e a outra como alcalina.
O segundo método é adequado para processos nos quais você pode definir o valor aproximado do valor de pH. Em seguida, as reações para o método íon-elétron são consideradas em uma solução alcalina ou ácida.
Exemplo de ambiente neutro
Quando o sulfeto de hidrogênio é combinado com o dicromato de sódio em água, obtém-se um precipitado de hidróxidos de enxofre, sódio e cromo trivalente. Esta é uma reação típica para uma solução neutra.
Na2Cr2O7 + H2 S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)3
H2S - 2e- → S + H+ |3
7H2O + Cr2O72- + 6e- → 8OH- + 2Cr(OH)3 |1
7H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3H+ +3S + 2Cr(OH)3 +8OH-. Cátions de hidrogênio e ânions de hidróxido se combinam para formar 6 moléculas de água. Eles podem ser retirados do lado direito e esquerdo, deixando o excesso na frente da seta.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
Ao final da reação, um precipitado de hidróxido de cromo azul e amareloenxofre em solução alcalina com hidróxido de sódio. O estado de oxidação do elemento S com -2 torna-se 0, e a carga de cromo com +6 torna-se +3.
