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.метод полуреакций


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.овр метод полуреакций


- 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.метод полуреакций алгоритм

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.метод полуреакций примеры

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.метод полуреакций в щелочной среде

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.окислительно восстановительные реакции метод полуреакций

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.окислительно восстановительные полуреакции

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.

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-. Катионы водорода и гидроксид-анионы, соединяясь, образуют 6 молекул воды. Их можно убрать в правой и левой части, оставив излишек перед стрелкой.

H2O +3H2S + Cr2O72- → 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.

Метод электронного баланса: описание
Рассмотрим особенности метода электронного баланса, благодаря которому можно расставлять коэффициенты в окислительно-восстановительным процессах.
далее
Порядок реакции: понятие, виды
Определение порядка реакции важно для отражения зависимости ее скорости от концентрации. Он редко совпадает со значением молекулярности реакции или со стехиометрическими коэффициентами в уравнении, отражающем его суть.
далее
Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы
Вопросы, касающиеся окислительно-восстановительных процессов, включены в тестовые задания, предлагаемые в 9 и 11 классах общеобразовательных школ. Для того чтобы они не вызывали у школьников затруднений, предлагаем алгоритм действий.
далее
Узнаем как расставлять коэффициенты в химических уравнениях? ...
Как правильно расставить коэффициенты в химической реакции? Чем отличаются коэффициенты от индексов? Есть ли алгоритмы, которые бы упростили постановку коэффициентов в химическом уравнении? Ответы на эти вопросы ищите в данном материале.
далее
Селеновая кислота - получение и использование
Селеновая кислота – это неорганическое вещество, состоящее из аниона селената и катиона водорода. Ее химическая формула – H2SeO4. Селеновая кислота, как и любое другое соединение, имеет уникальные свойства, благодаря которым она нашла широкое ...
далее

Материалы по теме: