Tabla de Contenidos
Редокс реакциите или реакциите на редукция на оксида са химични процеси, при които протичат нетни трансфери на електрони от един химичен вид, който се окислява, към друг, който се редуцира . Този тип реакции е трудно да се коригират чрез традиционни методи като проба и грешка, така че са разработени алтернативни методи, които улесняват процеса. Един от тези методи е методът на полуреакция, известен също като метод на електрон-йони .
Какъв е методът на полуреакциите или на електронния йон?
Методът на полуреакция се състои от набор от стъпки, които трябва да се следват, за да се балансират или коригират уравненията на редокс реакциите. Този метод се основава на идеята, че редокс процесите всъщност се състоят от свързване на два процеса, които могат да се разглеждат отделно, а именно окисление и редукция.
При метода на полуреакциите или метода на електронния йон, уравненията на полуреакциите на окисление и редукция се коригират отделно, за да се комбинират по-късно двете уравнения във вече балансирано глобално уравнение.
Полуреакциите на окисление и редукция
Окисляването е химичен процес, по време на който атом или група атоми губи или освобождава един или повече електрони . Този процес задължително предполага повишаване на степента на окисление на някои от атомите, които изграждат първоначалния вид.
От друга страна, редукцията се разбира като процес, противоположен на окислението. Редукцията е химичен процес, по време на който даден химичен вид получава един или повече електрони . Когато това се случи, степента на окисление на някои от атомите, които изграждат този химически вид, намалява, тъй като той получава електрон, чийто заряд е отрицателен.
Две половини на един и същи процес
Свободните електрони са изключително нестабилни видове, така че реакцията на окисление е процес, който не може да се случи независимо, освен при много специфични условия. С други думи, не може да се случи един атом спонтанно да освободи електрон без допълнителни приказки и този електрон да остане, така да се каже, „плаващ наоколо“. Това се случва само при високоенергийни условия, като например в плазма, или когато даден материал е бомбардиран с някакъв вид високоенергийно лъчение. Следователно реакциите на окисление могат да възникнат само ако в същото време друг вид е способен да получи освободените електрони.
С оглед на това окислението и редукцията не могат да се разглеждат като химични реакции сами по себе си, а по-скоро са две половини на един и същ процес, поради което се наричат полуреакции или полуреакции, въпреки че последното Терминът рядко се използва в испанската химическа литература.
Методът на полуреакция за регулиране на редокс реакциите
След това ще бъдат подробно описани стъпките за балансиране на уравнението на окислително-редукционна реакция, използвайки метода на електронните йони или метода на полуреакция.
Трябва да се отбележи, че този метод допуска два варианта в зависимост от това дали реакцията се провежда в кисела среда или в основна среда. В голяма част от литературата тези два метода са подробно описани отделно, като следват малко по-различни стъпки по време на различните етапи от процеса. Въпреки това, редокс коригирана реакция в кисела среда може лесно да се преобразува в основна среда чрез три много прости стъпки. Поради тази причина смятаме, че е по-удобно да се научим как да организираме реакции в кисела среда (което е по-лесно) и след това да я трансформираме в основна среда, ако е необходимо.
За да илюстрираме този процес, ще напаснем следната редокс реакция, която протича в основна среда:
Стъпка 0 (по избор): Дисоциирайте всички разтворени йонни видове, за да получите йонното уравнение
Процесът на регулиране чрез метода на електронните йони е много по-прост, ако всички наблюдателни йони са изключени от полуреакциите, тоест всички онези йони, които не участват пряко в окислението или редукцията, но въпреки това присъстват в реакцията. част от оригиналните йонни съединения.
Първата стъпка в това е да се дисоциират всички разтворени йонни видове, тоест соли, киселини и основи. Тези йони, които се появяват от двете страни на уравнението напълно непроменени, ще бъдат наблюдателните йони. В случая с нашия пример йонното уравнение ще бъде така:
Разглеждайки това уравнение, става ясно, че калиевият катион не участва в реакцията и следователно е наблюдателен йон. Тогава нетното йонно уравнение, което ще коригираме, след като елиминираме този йон, ще бъде:
Тази стъпка не винаги е необходима, тъй като в някои случаи започваме директно от нетното йонно уравнение (това, в което наблюдателните йони вече не присъстват), а в други уравнението е толкова просто, че присъствието на тези йони не се намесват в процеса на регулиране на реакцията.
Стъпка 1: Идентифицирайте видовете, които се окисляват и редуцират.
Следващата стъпка включва определяне на степента на окисление на всички атоми, присъстващи в химическото уравнение, за да се знае кои атоми са претърпели промяна в степента на окисление. Непременно трябва да има поне един атом, който е окислен и един, който е редуциран, и дори може да е един и същ атом (в който случай имаме определен тип редокс реакция, наречена дисмутация).
Целта на тази статия не е да даде пълно обяснение как да се определят степени на окисление, но нека си припомним като основни правила, че:
- Елементарните вещества имат степен на окисление 0.
- Степента на окисление на едноатомните катиони и аниони съответства на техния заряд.
- Във всички оксиди и оксианиони кислородът има -2 степени на окисление.
- С изключение на хидридите, където степента на окисление е -1, водородът винаги има степен на окисление +1 във всички съединения, от които е част.
- Другите степени на окисление се изчисляват по такъв начин, че сумата от всички степени на окисление да съответства на нетния заряд на въпросния вид.
Следното уравнение представя степента на окисление на всички видове, включени в нашия пример:
Както виждаме, атомите, които променят степента на окисление, са манган и йод. Манганът в перманганатния йон се редуцира от +7 до +4, докато йодидът се окислява до елементарен йод, преминавайки от -1 до 0 степен на окисление.
Стъпка 2: Разделете общата реакция на полуреакции на окисление и редукция.
Сега, когато знаем кои видове се окисляват и редуцират, можем да разделим общата реакция на две полуреакции:
Имайте предвид, че тъй като хидроксидните йони не участват пряко в процеса на окисление или редукция, те не са включени в нито една от полуреакциите.
Стъпка 3: Поотделно уравновесете двете полуреакции, сякаш са в кисела среда.
Както беше обяснено в началото, независимо дали реакцията протича в кисела среда или ако е основна, ние ще започнем да я коригираме така, сякаш се е случила в кисела среда. По-късно, ако е необходимо, ще се трансформира в основен носител. Регулирането на полуреакциите в кисела среда се състои от следните 5 стъпки, които могат да се прилагат едновременно към двете полуреакции:
- Коригирайте броя на атомите, които променят степента на окисление.
В нашия случай редукцията не предизвиква никаква промяна, тъй като има по един манган от всяка страна, но окисляването прави:
- Настройте за нещо различно от кислород или водород, като добавите наблюдателни йони, ако е необходимо.
В нашия пример това не е необходимо, тъй като ние премахваме всички наблюдателни йони в началото.
- Коригирайте броя на кислородите, като добавите водни молекули там, където липсват.
В нашия случай е необходимо да се коригира броят на кислородите в полуреакцията на редукция, но не и в окислението:
- Коригирайте броя на водородите, като добавите протони (H + ), където липсват:
Отново, окислението остава непроменено, защото не включва водородни атоми, но при редукция трябва да ги коригираме:
- Коригирайте общия електрически заряд, като добавите електрони (e – ), където липсват отрицателни заряди или има излишни положителни заряди (Съвет: те почти винаги са от същата страна като протоните):
Както може да се види, в полуреакцията на редукция нетният заряд на продуктите е 0, но на реагентите има нетен заряд от +4 – 1 = +3, т.е. има излишни положителни заряди. Поради тази причина трябва да добавим три електрона от страната на реагентите, за да компенсираме този излишен заряд:
От друга страна, в случай на окисление, има нетен заряд от –2 от страната на реагентите и 0 на продуктите, така че няма отрицателни заряди върху продуктите, така че трябва да се добавят 2 електрона от тази страна, за да се балансира таксите:
Улика
Трябва да се отбележи, че добавянето на електрони чрез тази процедура (третирането им сякаш са йони, откъдето идва и името на йонно-електронния метод) се извършва независимо от степента на окисление на различните участващи видове. От съществено значение е обаче броят на електроните и тяхното разположение да съответстват на наблюдаваните промени в степента на окисление.
По този начин, при редукционни полуреакции, електроните винаги трябва да са от лявата страна на уравнението, а при окисленията те винаги трябва да са от дясната страна, както се случи в нашия пример.
Освен това броят на електроните трябва да съответства на промяната в степента на окисление. Манганът се редуцира от +7 до +4, така че има -3 промяна в неговото окислително състояние, в съответствие с добавянето на 3 електрона. В случая на йодид това се променя от -1 на 0, съответстващо на промяна от +1, но има два йодида, така че се освобождават два електрона вместо един, както е представено в съответното уравнение.
Стъпка 4: Умножете всяка полуреакция по броя на електроните в другата, като опростите факторите, ако е възможно.
Тази стъпка се стреми да изравни броя на електроните, освободени по време на окислението, с броя на електроните, уловени при редукция. Това гарантира, че няма „осиротели“ електрони в края на реакцията или че няма липсващи електрони. Ако и двете полуреакции освобождават или поемат еднакъв брой електрони, тази стъпка не е необходима.
В нашия пример всяка полуреакция на окисление освобождава 2 електрона, но всяка полуреакция на редукция изисква 3, така че окислението трябва да се случи 3 пъти за всеки 2 пъти редукция:
Резултатът е:
Стъпка 5: Добавете двете полуреакции, за да получите балансираното чисто йонно уравнение.
Сумата от тези две полуреакции води до коригираното нетно йонно уравнение в кисела среда:
Стъпка 6 (само за основна среда): Преобразувайте киселата среда в основна среда.
В края на стъпка 5 вече имаме коригираното нетно йонно уравнение в кисела среда. Реакцията обаче може да се случи в основна, а не в кисела среда. Ако случаят е такъв, предишното уравнение трябва да се преобразува в основна среда. Това става чрез три прости стъпки:
- Добавете един хидроксиден йон (OH – ) към всяка страна на уравнението за всеки присъстващ протон (H + ).
В нашия случай трябва да се добавят 8 хидроксидни йона от всяка страна:
- Комбинирайте хидроксидите и протоните, които са от една и съща страна, за да образувате водни молекули.
В нашия случай в реагентите има 8 хидроксида и 8 протона, които се неутрализират, за да образуват 8 водни молекули:
- Ако е необходимо, опростете водните молекули, които се повтарят от двете страни на уравнението.
Тази последна стъпка води до балансирано нетно йонно уравнение в основна среда. В случая на реакцията, която коригираме, след образуването на 8-те водни молекули, можем да забележим, че само четири от тези осем действително участват в реакцията, тъй като останалите четири остават непроменени в продуктите. Опростяването на тези четири повтарящи се водни молекули дава коригираното редокс уравнение:
Стъпка 7 (по избор): Добавете наблюдателните йони, за да получите общото молекулярно уравнение
Тази стъпка не винаги е необходима, тъй като нетното йонно уравнение е по-точно представяне на химичния процес, който действително се случва. Въпреки това, той може да бъде важен за извършване на стехиометрични изчисления. В този смисъл, ако искате да получите глобалното молекулярно уравнение, трябва само да добавите наблюдателните йони като противойони на всички видове, които се появяват в нетното йонно уравнение.
В настоящия пример единственият наблюдателен йон е калиевият катион (K + ), така че ще го използваме, за да неутрализираме всички аниони, присъстващи в реакцията:
Накрая, след обединяването на съответните йони, получаваме коригираното уравнение само по отношение на неутралните видове:
Препратки
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Химия (11-то издание). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Генералич, Е. (2021 г., 22 януари). Балансиране на редокс реакции по йонно-електронен метод . periodni.com. https://www.periodni.com/en/method_of_semi-reactions.php
Lavado S., A., & Yenque D., JA (2005). Унифицирана процедура за балансиране на окислително-редукционните реакции с помощта на йонно-електронния метод . Redalyc. https://www.redalyc.org/pdf/816/81680214.pdf
