De nombreux processus chimiques se produisent avec une modification des états d'oxydation des atomes qui forment les composés réactifs. L'écriture d'équations pour des réactions de type redox s'accompagne souvent d'une difficulté à disposer les coefficients devant chaque formule de substances. À ces fins, des techniques liées à l'équilibre électronique ou électron-ion de la distribution de charge ont été développées. L'article décrit en détail la deuxième façon d'écrire des équations.
Méthode de semi-réaction, entité
On l'appelle aussi l'équilibre électron-ion de la distribution des coefficients. La méthode est basée sur l'échange de particules chargées négativement entre des anions ou des cations dans des milieux dissous avec des valeurs de pH différentes.
Dans les réactions des électrolytes de type oxydant et réducteur, des ions de charge négative ou positive sont impliqués. Équations moléculaires-ioniquestypes, basés sur la méthode des semi-réactions, prouvent clairement l'essence de tout processus.
Pour former un équilibre, une désignation spéciale des électrolytes d'un lien fort est utilisée comme particules ioniques, et des composés faibles, des gaz et des précipitations sous forme de molécules non dissociées. Dans le cadre du schéma, il est nécessaire d'indiquer les particules dans lesquelles le degré de leur oxydation change. Pour déterminer le milieu solvant dans la balance, acide (H+), alcalin (OH-) et neutre (H2O) conditions.
À quoi ça sert ?
Dans OVR, la méthode de la demi-réaction vise à écrire séparément les équations ioniques pour les processus d'oxydation et de réduction. Le solde final sera leur somme.
Étapes d'exécution
La méthode de la demi-réaction a ses propres particularités d'écriture. L'algorithme comprend les étapes suivantes:
- La première étape consiste à écrire les formules de tous les réactifs. Par exemple:
H2S + KMnO4 + HCl
- Il s'agit ensuite d'établir la fonction, d'un point de vue chimique, de chaque processus constitutif. Dans cette réaction, KMnO4 agit comme un agent oxydant, H2S est un agent réducteur et HCl définit un environnement acide.
- La troisième étape consiste à écrire à partir d'une nouvelle ligne les formules des composés réactifs ioniques à fort potentiel électrolytique, dont les atomes ont un changement d'état d'oxydation. Dans cette interaction, MnO4- agit comme un agent oxydant, H2S estréactif réducteur, et H+ ou le cation oxonium H3O+ détermine le milieu acide. Les composés électrolytiques gazeux, solides ou faibles sont exprimés par des formules moléculaires entières.
Connaissant les composants initiaux, essayez de déterminer quels réactifs oxydants et réducteurs auront respectivement des formes réduites et oxydées. Parfois, les substances finales sont déjà fixées dans les conditions, ce qui facilite le travail. Les équations suivantes indiquent la transition de H2S (sulfure d'hydrogène) à S (soufre) et l'anion MnO4 -au cation Mn2+.
Pour équilibrer les particules atomiques dans les sections gauche et droite, le cation hydrogène H+ ou de l'eau moléculaire est ajouté au milieu acide. Les ions hydroxyde OH- ou H2O.
sont ajoutés à la solution alcaline
MnO4-→ Mn2+
En solution, un atome d'oxygène des ions manganate avec H+ forment des molécules d'eau. Pour égaliser le nombre d'éléments, l'équation s'écrit comme suit: 2O + Mn2+.
Ensuite, l'équilibrage électrique est effectué. Pour ce faire, considérez le montant total des charges dans la section de gauche, il s'avère +7, puis dans le côté droit, il s'avère +2. Pour équilibrer le processus, cinq particules négatives sont ajoutées aux substances de départ: 8H+ + MnO4-+ 5e - → 4H2O + Mn2+. Il en résulte une demi-réaction de réduction.
Maintenant, le processus d'oxydation suit pour égaliser le nombre d'atomes. Pour cela, sur le côté droitajouter des cations hydrogène: H2S → 2H+ + S.
Une fois les charges égalisées: H2S -2e- → 2H+ + S. On peut voir que deux particules négatives sont retirées des composés de départ. Il s'avère que la demi-réaction du processus oxydatif.
Écrivez les deux équations dans une colonne et égalisez les charges données et reçues. Selon la règle de détermination des plus petits multiples, un multiplicateur est sélectionné pour chaque demi-réaction. L'équation d'oxydation et de réduction est multipliée par celle-ci.
Vous pouvez maintenant additionner les deux équilibres en additionnant les côtés gauche et droit et en réduisant le nombre de particules d'électrons.
8H+ + MnO4- + 5e-→ 4H2O + Mn2+ |2
H2S -2e- → 2H+ + S |5
16H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 10H+ + 5S
Dans l'équation résultante, vous pouvez réduire le nombre H+ par 10: 6H+ + 2MnO4 - + 5H2S → 8H2O + 2Mn 2+ + 5S.
Vérification de l'exactitude de l'équilibre ionique en comptant le nombre d'atomes d'oxygène avant et après la flèche, qui est égal à 8. Il est également nécessaire de vérifier les charges des parties finale et initiale de l'équilibre: (+6) + (-2)=+4. Si tout correspond, alors c'est correct.
La méthode de la demi-réaction se termine par le passage de la notation ionique à l'équation moléculaire. Pour chaque anionique etparticule cationique du côté gauche de la balance, un ion de charge opposée est sélectionné. Ensuite, ils sont transférés sur le côté droit, dans le même montant. Désormais, les ions peuvent être combinés en molécules entières.
6H+ + 2MnO4- + 5H2 S → 8H2O + 2Mn2+ + 5S
6Cl- + 2K+ → 6Cl- + 2K +
H2S + KMnO4 + 6HCl → 8H2O + 2MnCl 2 + 5S + 2KCl.
Il est possible d'appliquer la méthode des demi-réactions, dont l'algorithme se résume à écrire une équation moléculaire, ainsi qu'à écrire des balances de type électronique.
Détermination des agents oxydants
Ce rôle appartient aux particules ioniques, atomiques ou moléculaires qui acceptent les électrons chargés négativement. Les substances qui s'oxydent subissent une réduction dans les réactions. Ils ont une déficience électronique qui peut être facilement comblée. Ces processus incluent des demi-réactions redox.
Toutes les substances n'ont pas la capacité d'accepter des électrons. Les agents oxydants forts comprennent:
- représentants halogène;
- acide comme nitrique, sélénique et sulfurique;
- permanganate de potassium, dichromate, manganate, chromate;
- oxydes de manganèse et de plomb tétravalents;
- argent et or ionique;
- composés oxygénés gazeux;
- oxydes de cuivre divalent et d'argent monovalent;
- composants salins contenant du chlore;
- vodka royale;
- peroxyde d'hydrogène.
Détermination des agents réducteurs
Ce rôle appartient aux particules ioniques, atomiques ou moléculaires qui dégagent une charge négative. Dans les réactions, les substances réductrices subissent une action oxydante lorsque les électrons sont éliminés.
Les propriétés réparatrices ont:
- représentants de nombreux métaux;
- composés tétravalents soufrés et sulfure d'hydrogène;
- acides halogénés;
- sulfates de fer, de chrome et de manganèse;
- chlorure divalent d'étain;
- réactifs contenant de l'azote tels que l'acide nitreux, l'oxyde divalent, l'ammoniac et l'hydrazine;
- carbone naturel et son oxyde divalent;
- molécules d'hydrogène;
- acide phosphoreux.
Avantages de la méthode électron-ion
Pour écrire les réactions redox, la méthode de la demi-réaction est plus souvent utilisée que la balance électronique.
Cela est dû aux avantages de la méthode électron-ion:
- Lorsque vous écrivez une équation, considérez les ions et composés réels qui existent dans la solution.
- Vous ne disposez peut-être pas initialement d'informations sur les substances résultantes, elles sont déterminées lors des étapes finales.
- Les données de degré d'oxydation ne sont pas toujours nécessaires.
- Grâce à la méthode, vous pouvez connaître le nombre d'électrons qui participent aux demi-réactions, comment le pH de la solution change.
- Singularitéprocessus et la structure des substances qui en résultent.
Demi-réactions en solution acide
Réaliser des calculs avec un excès d'ions hydrogène obéit à l'algorithme principal. La méthode des demi-réactions en milieu acide commence par l'enregistrement des éléments constitutifs de tout processus. Ensuite, ils sont exprimés sous la forme d'équations de la forme ionique avec l'équilibre de la charge atomique et électronique. Les processus de nature oxydante et réductrice sont enregistrés séparément.
Pour égaliser l'oxygène atomique dans le sens des réactions avec son excès, des cations hydrogène sont introduits. La quantité de H+ devrait être suffisante pour obtenir de l'eau moléculaire. Dans le sens du manque d'oxygène, H2O.
Effectuez ensuite l'équilibre des atomes d'hydrogène et des électrons.
Ils résument les parties des équations avant et après la flèche avec la disposition des coefficients.
Réduire les ions et molécules identiques. Les particules anioniques et cationiques manquantes sont ajoutées aux réactifs déjà enregistrés dans l'équation globale. Leur numéro après et avant la flèche doit correspondre.
L'équation OVR (méthode de la demi-réaction) est considérée comme remplie lors de l'écriture d'une expression toute faite d'une forme moléculaire. Chaque composant doit avoir un certain multiplicateur.
Exemples d'environnements acides
L'interaction du nitrite de sodium avec l'acide chlorique conduit à la production de nitrate de sodium et d'acide chlorhydrique. Pour agencer les coefficients, on utilise la méthode des semi-réactions, des exemples d'écriture d'équationsassocié à l'indication d'un environnement acide.
NaNO2 + HClO3 → NaNO3 + HCl
ClO3- + 6H+ + 6e- → 3H2O + Cl- |1
NON2- + H2O – 2e- → NON3- +2H+ |3
ClO3- + 6H+ + 3H2 O + 3NO2- → 3H2O + Cl - + 3NO3- +6H+
ClO3- + 3NO2-→ Cl- + 3NO3-
3Na+ + H+ → 3Na+ + H +
3NaNO2 + HClO3 → 3NaNO3 + HCl.
Dans ce processus, le nitrate de sodium est formé à partir de nitrite et l'acide chlorhydrique est formé à partir d'acide chlorique. L'état d'oxydation de l'azote passe de +3 à +5 et la charge de chlore +5 devient -1. Les deux produits ne précipitent pas.
Semi-réactions pour milieu alcalin
Réaliser des calculs avec un excès d'ions hydroxyde correspond à des calculs pour des solutions acides. La méthode des demi-réactions en milieu alcalin commence également par l'expression des éléments constitutifs du processus sous forme d'équations ioniques. Des différences sont observées lors de l'alignement du nombre d'oxygène atomique. Ainsi, de l'eau moléculaire est ajoutée du côté de la réaction avec son excès et des anions hydroxyde sont ajoutés du côté opposé.
Le coefficient devant la molécule H2O montre la différence de quantité d'oxygène après et avant la flèche, et pour OH-ions il est doublé. Lors de l'oxydationun réactif qui agit comme agent réducteur élimine les atomes O des anions hydroxyles.
La méthode des demi-réactions se termine par les étapes restantes de l'algorithme, qui coïncident avec les processus qui ont un excès acide. Le résultat final est une équation moléculaire.
Exemples alcalins
Lorsque l'iode est mélangé avec de l'hydroxyde de sodium, de l'iodure et de l'iodate de sodium, des molécules d'eau, se forment. Pour obtenir l'équilibre du procédé, la méthode de la demi-réaction est utilisée. Les exemples de solutions alcalines ont leurs propres spécificités associées à l'égalisation de l'oxygène atomique.
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.
Le résultat de la réaction est la disparition de la couleur violette de l'iode moléculaire. Il y a un changement dans l'état d'oxydation de cet élément de 0 à -1 et +5 avec la formation d'iodure et d'iodate de sodium.
Réactions en milieu neutre
Généralement c'est le nom des processus qui ont lieu lors de l'hydrolyse des sels avec la formation d'une solution légèrement acide (avec un pH de 6 à 7) ou légèrement alcaline (avec un pH de 7 à 8).
La méthode de la demi-réaction en milieu neutre est écrite en plusieursoptions.
La première méthode ne tient pas compte de l'hydrolyse du sel. Le milieu est considéré comme neutre et l'eau moléculaire est affectée à gauche de la flèche. Dans cette version, une demi-réaction est considérée comme acide et l'autre comme alcaline.
La deuxième méthode convient aux processus dans lesquels vous pouvez définir la valeur approximative de la valeur du pH. Ensuite, les réactions pour la méthode ion-électron sont considérées dans une solution alcaline ou acide.
Exemple d'environnement neutre
Lorsque le sulfure d'hydrogène est combiné avec du bichromate de sodium dans l'eau, un précipité d'hydroxydes de soufre, de sodium et de chrome trivalent est obtenu. C'est une réaction typique pour une solution neutre.
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-. Les cations hydrogène et les anions hydroxyde se combinent pour former 6 molécules d'eau. Ils peuvent être retirés sur les côtés droit et gauche, en laissant l'excédent devant la flèche.
H2O +3H2S + Cr2O 72- → 3S + 2Cr(OH)3 +2OH-
2Na+ → 2Na+
Na2Cr2O7 + 3H2 S +H2O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)3
En fin de réaction, un précipité d'hydroxyde de chrome bleu et jaunesoufre en solution alcaline avec de l'hydroxyde de sodium. L'état d'oxydation de l'élément S avec -2 devient 0, et la charge de chrome avec +6 devient +3.
