Метод полуреакций: алгоритм

Многие химические процессы проходят с изменением окислительных степеней атомов, которые образуют реагирующие соединения. Написание уравнений реакций окислительно-восстановительного типа часто сопровождается трудностью при расстановке коэффициентов перед каждой формулой веществ. Для этих целей разработаны методики, связанные с электронным или электронно-ионным балансом распределения зарядов. В статье подробно описан второй способ составления уравнений.

Метод полуреакций, сущность

Он еще называется электронно-ионным балансом распределения коэффициентных множителей. Основан метод на обмене отрицательно заряженными частицами между анионами или катионами в растворенных средах с разным значением водородного показателя.

В реакциях электролитов окислительного и восстановительного типа участвуют ионы с отрицательным или положительным зарядом. Уравнения молекулярно-ионного вида, в основе которых задействован метод полуреакций, наглядно доказывают суть любого процесса.

Для формирования баланса используют специальное обозначение электролитов сильного звена в качестве ионных частиц, а слабых соединений, газов и осадков в виде недиссоциированных молекул. В составе схемы необходимо указывать частицы, в которых изменяются степени их окисления. Для определения растворяющей среды в балансе обозначают кислые (H⁺), щелочные (OH^-) и нейтральные (H₂O) условия.

Для чего используют?

В ОВР метод полуреакций направлен на написание уравнений ионных отдельно для процессов окислительных и восстановительных. Конечным балансом будет их суммирование.

Этапы выполнения

Своими особенностями написания обладает метод полуреакций. Алгоритм включает следующие стадии:

- Первым делом следует записать формулы всех реагирующих веществ. Например:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Затем необходимо установить функцию, с химической точки зрения, каждого составляющего процесса. В данной реакции KMnO₄ выступает в роли окислителя, H₂S является восстановителем, а HCl определяет кислотную среду.

- Третьим этапом нужно записать с новой строки формулы ионные реагирующих соединений с сильным электролитным потенциалом, у атомов которых наблюдается смена степеней их окисления. В данном взаимодействии MnO₄^- выступает в роли окисляющего вещества, H₂S является восстанавливающим реагентом, а H⁺ или оксониевый катион H₃O⁺ определяет кислотную среду. Газообразные, твердые или слабые электролитические соединения выражают целыми формулами молекулярными.

Зная исходные компоненты, постараться определить, какая у окисляющего и восстанавливающего реагента будет восстановленная и окисленная форма соответственно. Иногда конечные вещества уже заданы в условиях, что облегчает работу. В последующих уравнениях указывают переход H₂S (сероводорода) в S (серу), а аниона MnO₄^- в катион Mn²⁺.

Для баланса атомарных частиц в левом и правом участке в кислотную среду прибавляют водородный катион H⁺ или молекулярную воду. В раствор щелочной вносят ионы гидроксида OH^- или H₂O.

MnO₄^- Mn²⁺

В растворе атом кислорода из манганатных ионов совместно с H⁺ формируют молекулы воды. Для выравнивания количества элементов уравнение записывают так: 8H⁺ + MnO₄^- 4H₂O + Mn²⁺.

Затем проводят электрическую балансировку. Для этого считают общую сумму зарядов в левом участке, получается +7, а затем в правой стороне, выходит +2. Для уравновешивания процесса к исходным веществам добавляется пять отрицательных частиц: 8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- 4H₂O + Mn²⁺. Получается полуреакция восстановления.

Теперь уравнять по числу атомов следует процесс окисления. Для этого в правую часть добавляют водородные катионы: H₂S 2H⁺ + S.

После проводят уравнивание зарядов: H₂S -2e^- 2H⁺ + S. Видно, что от исходных соединений отнимают две отрицательные частицы. Получается полуреакция окислительного процесса.

Записывают оба уравнения в столбик и выравнивают отданные и принятые заряды. По правилу определения наименьших кратных подбирают для каждой полуреакции свой множитель. На него умножается окислительное и восстановительное уравнение.

Теперь можно осуществить суммирование двух балансов, сложив левые и правые стороны между собой и сократив количество электронных частиц.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^- 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- 2H⁺ + S |5

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

В полученном уравнении можно число H⁺ сократить на 10: 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂S 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S.

Проверяем правильность составления ионного баланса с помощью подсчета числа кислородных атомов до стрелки и после нее, которое равняется 8. Также необходимо сверить заряды конечной и исходной части баланса: (+6) + (-2) = +4. Если все совпадает, то он составлен правильно.

Метод полуреакций заканчивается переходом от ионной записи к уравнению молекулярному. Для каждой анионной и катионной частицы левой части баланса подбирается противоположный по заряду ион. Затем их переносят в правую сторону, в таком же количестве. Теперь ионы можно соединить в целые молекулы.

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

6Cl^- + 2K⁺ 6Cl^- + 2K⁺

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

Применять метод полуреакций, алгоритм которого сводится к написанию молекулярного уравнения, можно наряду с написанием балансов электронного типа.

Определение окислителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые принимают отрицательно заряженные электроны. Вещества окисляющие претерпевают восстановление в реакциях. Они обладают электронным недостатком, который легко можно восполнить. Такие процессы включают окислительно-восстановительные полуреакции.

Не у всех веществ имеется способность присоединять электроны. К сильным окисляющим реагентам относят:

• галогеновых представителей;
• кислоту типа азотной, селеновой и серной;
• калий перманганатный, дихроматный, манганатный, хроматный;
• марганцовые и свинцовые четырехвалентные оксиды;
• серебро и золото ионное;
• соединения газообразные кислорода;
• меди двухвалентной и серебра одновалентного оксиды;
• хлорсодержащие солевые компоненты;
• водку царскую;
• водорода перекись.

Определение восстановителей

Такая роль принадлежит ионным, атомарным или молекулярным частицам, которые отдают отрицательный заряд. В реакциях восстанавливающие вещества претерпевают окислительное действие при отщеплении электронов.

Восстановительными свойствами обладают:

• представители многих металлов;
• серы четырехвалентной соединения и сероводород;
• галогенсодержащие кислоты;
• железа, хрома и марганца сульфаты;
• олова двухвалентный хлорид;
• азотсодержащие реагенты типа кислоты азотистой, двухвалентного оксида, аммиака и гидразина;
• природный углерод и его оксид двухвалентный;
• водородные молекулы;
• кислота фосфористая.

Преимущества электронно-ионного способа

Чтобы написать окислительно-восстановительные реакции, метод полуреакций применяют чаще, чем баланс электронного вида.

Связано это с преимуществамиэлектронно-ионного способа:

1. Во время написания уравнения рассматривают реальные ионы и соединения, которые существуют в составе раствора.
2. Можно изначально не иметь информации о получающихся веществах, их определяют на конечных этапах.
3. Не всегда нужны данные об окислительной степени.
4. Благодаря методу можно узнать число электронов, которые участвуют в полуреакциях, как меняется водородный показатель раствора.
5. По сокращенным уравнениям ионного вида изучается особенность протекания процессов и структура получившихся веществ.

Полуреакции в кислом растворе

Проведение вычислений при избытке водородных ионов подчиняется основному алгоритму. Метод полуреакций в кислой среде начинают с записи составных частей любого процесса. Потом их выражают в форме уравнений ионного вида с соблюдением баланса атомарного и электронного заряда. Отдельно записывают процессы окислительного и восстановительного характера.

Для выравнивания атомарного кислорода в сторону реакций с его избытком привносят водородные катионы. Количества H⁺ должно хватить для получения молекулярной воды. В сторону недостатка кислорода приписывают H₂O.

Затем проводят баланс водородных атомов и электронов.

Делают суммирование частей уравнений до и после стрелки с расстановкой коэффициентов.

Осуществляют сокращение одинаковых ионов и молекул. К уже записанным реагентам в суммарном уравнении выполняют добавление недостающих анионных и катионных частиц. Их количество после и до стрелочки должно совпадать.

Уравнение ОВР (метод полуреакций) считается выполненным при написании готового выражения молекулярного вида. Возле каждого компонента должен стоять определенный множитель.

Примеры для кислой среды

Взаимодействие нитрита натрия с кислотой хлорноватой приводит к получению натрия нитрата и кислоты соляной. Для расстановки коэффициентов используется метод полуреакций, примеры написания уравнений связаны с указанием кислой среды.

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 данном процессе из нитрита получается нитрат натрия, а из хлорноватой образуется соляная кислота. Окислительная степень азота изменяется с +3 до +5, а заряд хлора +5 становится -1. Оба продукта не образуют осадка.

Полуреакции для щелочной среды

Проведение вычислений при избытке гидроксидных ионов соответствует расчетам для кислых растворов. Метод полуреакций в щелочной среде также начинают с выражения составных частей процесса в форме ионных уравнений. Отличия наблюдаются во время выравнивания числа атомарного кислорода. Так, в сторону реакции с его избытком привносят молекулярную воду, а в противоположную часть дописывают анионы гидроксида.

Коэффициент перед молекулой H₂O показывает разницу в количестве кислорода после и до стрелки, а для ионов OH^- его удваивают. В ходе окисления реагент, выполняющий роль восстановителя, отнимает атомы O от гидроксильных анионов.

Метод полуреакций заканчивается проведением оставшихся этапов алгоритма, которые совпадают с процессами, имеющими кислый избыток. Конечным результатом служит уравнение молекулярного вида.

Примеры для щелочной среды

При смешивании йода с натрия гидроксидом образуется натрия йодид и йодат, молекулы воды. Для получения баланса процесса используют метод полуреакций. Примеры для растворов щелочных имеют свою специфику, связанную с уравниванием атомарного кислорода.

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.

Результатом реакции является исчезновение фиолетового окрашивания молекулярного йода. Происходит изменение степени окисления данного элемента с 0 до -1 и +5 с образованием йодида и йодата натрия.

Реакции в нейтральной среде

Обычно так называют процессы, проходящие при гидролизе солей с образованием слабокислого (с водородным показателем от 6 до 7) или слабощелочного (с pH от 7 до 8) раствора.

Метод полуреакций в нейтральной среде записывают несколькими вариантами.

В первом способе не учитывают солевой гидролиз. Среду принимают за нейтральную, а слева от стрелочки приписывают молекулярную воду. В таком варианте одну полуреакцию принимают за кислотную, а другую – за щелочную.

Второй способ подходит для процессов, в которых можно установить примерное значение водородного показателя. Тогда реакции для метода ионно-электронного рассматривают в щелочном или кислом растворе.

Пример с нейтральной средой

При соединении сероводорода с натрия дихроматом в воде получается осадок серы, натрия и хрома трехвалентного гидроксиды. Это типичная реакция для нейтрального раствора.

Видео: Multiplication standard algorithm method 3 digit by 2 digit

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

H₂S - 2e^- S + H⁺ |3

Видео: № 92. Неорганическая химия. Тема 11. ОВР. Часть 5. Уравнивание ОВР полуреакциями

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

7H₂O +3H₂S + Cr₂O₇^2- 3H⁺ +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH^-. Катионы водорода и гидроксид-анионы, соединяясь, образуют 6 молекул воды. Их можно убрать в правой и левой части, оставив излишек перед стрелкой.

H₂O +3H₂S + Cr₂O₇^2- 3S + 2Cr(OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ 2Na⁺

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

В конце реакции образуется осадок из гидроксида хрома голубого цвета и желтой серы в щелочном растворе с гидроксидом натрия. Окислительная степень элемента S с -2 становится 0, а хрома заряд с +6 превращается в +3.