Método de semirreacción: algoritmo

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Última modificación: 2023-12-17 05:23

Muchos procesos químicos tienen lugar con un cambio en los estados de oxidación de los átomos que forman los compuestos que reaccionan. La escritura de ecuaciones para reacciones del tipo redox suele ir acompañada de la dificultad de disponer los coeficientes delante de cada fórmula de las sustancias. Para estos fines, se han desarrollado técnicas relacionadas con el equilibrio electrónico o electrón-ion de distribución de carga. El artículo describe en detalle la segunda forma de escribir ecuaciones.

Método de semirreacción, entidad

También se le llama equilibrio electrón-ion de la distribución de los factores de los coeficientes. El método se basa en el intercambio de partículas cargadas negativamente entre aniones o cationes en medios disueltos con diferentes valores de pH.

En las reacciones de electrolitos de tipo oxidante y reductor, intervienen iones con carga negativa o positiva. Ecuaciones iónicas molecularestipos, basados en el método de las semirreacciones, prueban claramente la esencia de cualquier proceso.

Para formar un equilibrio, se utiliza una designación especial de electrolitos de enlace fuerte como partículas iónicas y compuestos débiles, gases y precipitación en forma de moléculas no disociadas. Como parte del esquema, es necesario indicar las partículas en las que cambia el grado de oxidación. Para determinar el medio disolvente en la balanza, ácido (H⁺), alcalino (OH^-) y neutro (H_{2O) condiciones.}

¿Para qué sirve?

En OVR, el método de media reacción tiene como objetivo escribir ecuaciones iónicas por separado para los procesos de oxidación y reducción. El saldo final será su sumatoria.

Pasos de ejecución

El método de media reacción tiene sus propias peculiaridades de escritura. El algoritmo incluye las siguientes etapas:

- El primer paso es escribir las fórmulas de todos los reactivos. Por ejemplo:

H₂S + KMnO₄ + HCl

- Entonces necesitas establecer la función, desde un punto de vista químico, de cada proceso constituyente. En esta reacción, KMnO₄ actúa como agente oxidante, H₂S es un agente reductor y HCl define un ambiente ácido.

- El tercer paso es escribir en una nueva línea las fórmulas de los compuestos reactivos iónicos con un fuerte potencial electrolítico, cuyos átomos tienen un cambio en sus estados de oxidación. En esta interacción, MnO₄^- actúa como agente oxidante, H₂S esreactivo reductor, y H⁺ o catión oxonio H₃O⁺ determina el ambiente ácido. Los compuestos electrolíticos gaseosos, sólidos o débiles se expresan mediante fórmulas moleculares completas.

Conociendo los componentes iniciales, trate de determinar qué reactivos oxidantes y reductores tendrán formas reducidas y oxidadas, respectivamente. A veces, las sustancias finales ya están establecidas en las condiciones, lo que facilita el trabajo. Las siguientes ecuaciones indican la transición de H₂S (sulfuro de hidrógeno) a S (azufre), y el anión MnO₄ ^{-a Mn catión}2+.

Para equilibrar las partículas atómicas en las secciones izquierda y derecha, se agrega catión hidrógeno H⁺ o agua molecular al medio ácido. Los iones de hidróxido OH^- o H₂O.

se añaden a la solución alcalina

MnO₄^-→ Mn²⁺

En solución, un átomo de oxígeno de iones de manganato junto con H⁺ forman moléculas de agua. Para igualar el número de elementos, la ecuación se escribe de la siguiente manera: 2^{O + Mn}2+.

Luego se realiza el balanceo eléctrico. Para hacer esto, considere la cantidad total de cargos en la sección izquierda, resulta +7, y luego en el lado derecho, resulta +2. Para equilibrar el proceso, se añaden cinco partículas negativas a las sustancias iniciales: 8H⁺ + MnO₄^-+ 5e ^- → 4H₂O + Mn²⁺. Esto da como resultado una semireacción de reducción.

Ahora sigue el proceso de oxidación para igualar el número de átomos. Para esto, en el lado derechoañadir cationes de hidrógeno: H₂S → 2H⁺ + S.

Después de igualar las cargas: H₂S -2e^- → 2H⁺ + S. Se puede ver que se quitan dos partículas negativas de los compuestos de partida. Resulta la semirreacción del proceso oxidativo.

Escribe ambas ecuaciones en una columna e iguala las cargas dadas y recibidas. De acuerdo con la regla para determinar los múltiplos más pequeños, se selecciona un multiplicador para cada semirreacción. La ecuación de oxidación y reducción se multiplica por ella.

Ahora puede sumar los dos saldos sumando los lados izquierdo y derecho y reduciendo el número de partículas de electrones.

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-→ 4H₂O + Mn²⁺ |2

H₂S -2e^- → 2H⁺ + S |5

16H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 10H⁺ + 5S

En la ecuación resultante, puedes reducir el número H⁺ por 10: 6H⁺ + 2MnO₄ ^- + 5H₂S → 8H₂O + 2Mn ²⁺ + 5S.

Comprobación de la corrección del equilibrio iónico contando el número de átomos de oxígeno antes y después de la flecha, que es igual a 8. También es necesario comprobar las cargas de las partes final e inicial del equilibrio: (+6) + (-2)=+4. Si todo coincide, entonces es correcto.

El método de la semirreacción termina con la transición de la notación iónica a la ecuación molecular. Para cada aniónico ypartícula catiónica del lado izquierdo de la balanza, se selecciona un ion de carga opuesta. Luego se transfieren al lado derecho, en la misma cantidad. Ahora los iones se pueden combinar en moléculas enteras.

6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂ S → 8H₂O + 2Mn²⁺ + 5S

6Cl^- + 2K⁺ → 6Cl^- + 2K ⁺

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

Es posible aplicar el método de semirreacciones, cuyo algoritmo se reduce a escribir una ecuación molecular, además de escribir balanzas de tipo electrónico.

Determinación de agentes oxidantes

Este papel pertenece a partículas iónicas, atómicas o moleculares que aceptan electrones cargados negativamente. Las sustancias que se oxidan sufren reducción en las reacciones. Tienen una deficiencia electrónica que se puede llenar fácilmente. Dichos procesos incluyen semirreacciones redox.

No todas las sustancias tienen la capacidad de aceptar electrones. Los agentes oxidantes fuertes incluyen:

• representantes de halógenos;
• ácidos como el nítrico, selénico y sulfúrico;
• permanganato de potasio, dicromato, manganato, cromato;
• óxidos tetravalentes de manganeso y plomo;
• plata y oro iónico;
• compuestos de oxígeno gaseoso;
• óxidos de cobre divalente y plata monovalente;
• componentes salinos que contienen cloro;
• vodka real;
• peróxido de hidrógeno.

Determinación de agentes reductores

Este papel pertenece a las partículas iónicas, atómicas o moleculares que emiten una carga negativa. En las reacciones, las sustancias reductoras sufren una acción oxidante cuando se eliminan los electrones.

Las propiedades reparadoras tienen:

• representantes de muchos metales;
• compuestos tetravalentes de azufre y sulfuro de hidrógeno;
• ácidos halogenados;
• sulfatos de hierro, cromo y manganeso;
• cloruro divalente de estaño;
• reactivos que contienen nitrógeno, como ácido nitroso, óxido divalente, amoníaco e hidracina;
• carbono natural y su óxido divalente;
• moléculas de hidrógeno;
• ácido fosforoso.

Ventajas del método electrón-ion

Para escribir reacciones redox, el método de media reacción se usa con más frecuencia que el método de balance electrónico.

Esto se debe a las ventajas del método electrón-ión:

1. Al escribir una ecuación, considere los iones y compuestos reales que existen en la solución.
2. Es posible que inicialmente no tenga información sobre las sustancias resultantes, se determinan en las etapas finales.
3. Los datos del grado de oxidación no siempre son necesarios.
4. Gracias al método, puedes averiguar la cantidad de electrones que participan en las semirreacciones, cómo cambia el pH de la solución.
5. Singularidadprocesos y la estructura de las sustancias resultantes.

Reacciones medias en solución ácida

La realización de cálculos con un exceso de iones de hidrógeno obedece al algoritmo principal. El método de semirreacciones en medio ácido comienza con el registro de las partes constituyentes de cualquier proceso. Luego se expresan en forma de ecuaciones de la forma iónica con el balance de carga atómica y electrónica. Los procesos de naturaleza oxidante y reductora se registran por separado.

Para igualar el oxígeno atómico en la dirección de las reacciones con su exceso, se introducen cationes de hidrógeno. La cantidad de H⁺ debería ser suficiente para obtener agua molecular. En la dirección de f alta de oxígeno, H₂O.

Luego realiza el balance de átomos de hidrógeno y electrones.

Resumen las partes de las ecuaciones antes y después de la flecha con la disposición de los coeficientes.

Reduce iones y moléculas idénticas. Las partículas aniónicas y catiónicas que f altan se agregan a los reactivos ya registrados en la ecuación general. Su número antes y después de la flecha debe coincidir.

La ecuación OVR (método de media reacción) se considera cumplida cuando se escribe una expresión preestablecida de una forma molecular. Cada componente debe tener un cierto multiplicador.

Ejemplos de ambientes ácidos

La interacción del nitrito de sodio con el ácido clorhídrico conduce a la producción de nitrato de sodio y ácido clorhídrico. Para ordenar los coeficientes, se utiliza el método de semirreacciones, ejemplos de escritura de ecuaciones.asociado con la indicación de un ambiente ácido.

NaNO₂ + HClO₃ → NaNO₃ + HCl

ClO₃^- + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O + Cl^- |1

NO₂^- + H₂O – 2e^- → NO₃^- +2H⁺ |3

ClO₃^- + 6H⁺ + 3H₂ O + 3NO₂^- → 3H₂O + Cl ^- + 3NO₃^- +6H⁺

ClO₃^- + 3NO₂^{-→ Cl}- ^{+ 3NO}3-

3Na⁺ + H⁺ → 3Na⁺ + H ⁺

3NaNO₂ + HClO₃ → 3NaNO₃ + HCl.

En este proceso, el nitrato de sodio se forma a partir del nitrito y el ácido clorhídrico se forma a partir del ácido clórico. El estado de oxidación del nitrógeno cambia de +3 a +5, y la carga del cloro +5 se convierte en -1. Ambos productos no precipitan.

Semirreacciones para medio alcalino

La realización de cálculos con un exceso de iones de hidróxido corresponde a cálculos para soluciones ácidas. El método de semirreacciones en medio alcalino también comienza con la expresión de las partes constituyentes del proceso en forma de ecuaciones iónicas. Se observan diferencias durante la alineación del número de oxígeno atómico. Entonces, el agua molecular se agrega al lado de la reacción con su exceso, y los aniones de hidróxido se agregan al lado opuesto.

El coeficiente delante de la molécula H₂O muestra la diferencia en la cantidad de oxígeno después y antes de la flecha, y para OH^{-iones se duplica. Durante la oxidaciónun reactivo que actúa como agente reductor elimina los átomos de O de los aniones hidroxilo.}

El método de las semirreacciones finaliza con los pasos restantes del algoritmo, que coinciden con procesos que tienen un exceso ácido. El resultado final es una ecuación molecular.

Ejemplos alcalinos

Cuando el yodo se mezcla con hidróxido de sodio, se forman moléculas de agua con yoduro de sodio y yodato. Para obtener el balance del proceso se utiliza el método de media reacción. Los ejemplos de soluciones alcalinas tienen sus propios detalles asociados con la ecualización del oxígeno atómico.

NaOH + I₂ →NaI + NaIO₃ + H₂O

I + e^- → I^- |5

6OH^- + I - 5e^- → I^- + 3H 2_{O + IO}3- ^|1

I + 5I + 6OH^- → 3H₂O + 5I^- + IO ₃^-

6Na⁺ → Na⁺ + 5Na⁺

6NaOH + 3I₂ →5NaI + NaIO₃ + 3H₂O.

El resultado de la reacción es la desaparición del color violeta del yodo molecular. Hay un cambio en el estado de oxidación de este elemento de 0 a -1 y +5 con la formación de yoduro de sodio y yodato.

Reacciones en un entorno neutral

Por lo general, este es el nombre de los procesos que tienen lugar durante la hidrólisis de las sales con la formación de una solución ligeramente ácida (con un pH de 6 a 7) o ligeramente alcalina (con un pH de 7 a 8).

El método de media reacción en un medio neutro está escrito en variosopciones.

El primer método no tiene en cuenta la hidrólisis de sal. El medio se toma como neutro y el agua molecular se asigna a la izquierda de la flecha. En esta versión, una semirreacción se toma como ácida y la otra como alcalina.

El segundo método es adecuado para procesos en los que puede establecer el valor aproximado del valor de pH. Luego, las reacciones para el método ion-electrón se consideran en una solución alcalina o ácida.

Ejemplo de entorno neutral

Cuando el sulfuro de hidrógeno se combina con dicromato de sodio en agua, se obtiene un precipitado de hidróxidos de azufre, sodio y cromo trivalente. Esta es una reacción típica para una solución neutra.

Na₂Cr₂O₇ + H₂ S +H2O → NaOH + S + Cr(OH)₃

H₂S - 2e^- → S + H⁺ |3

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

7H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3H⁺ +3S + 2Cr(OH)₃ +8OH^-. Los cationes de hidrógeno y los aniones de hidróxido se combinan para formar 6 moléculas de agua. Se pueden quitar por los lados derecho e izquierdo, dejando el sobrante delante de la flecha.

H₂O +3H₂S + Cr₂O ₇^2- → 3S + 2Cr(OH)₃ +2OH^-

2Na⁺ → 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 3H₂ S +H₂O → 2NaOH + 3S + 2Cr(OH)₃

Al final de la reacción, un precipitado de hidróxido de cromo azul y amarilloazufre en solución alcalina con hidróxido de sodio. El estado de oxidación del elemento S con -2 se convierte en 0, y la carga de cromo con +6 se convierte en +3.