Конспект лекций Навои-07. Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова
![]()
|
Атомы элементов, имеющие промежуточную степень окисления, а также неметаллы (кроме кислорода и фтора) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например: проявляют только окислительные свойства - ![]() ![]() только восстановительные свойства - ![]() ![]() и окислительные, и восстановительные свойства - ![]() ![]() 6.2. Составление уравнений ОВР Для составления уравнений ОВР применяют различные методы, например, для реакций, происходящих в водных растворах (в этой работе рассмотрены в основном такие), - метод электронно-ионных полуреакций. При использовании этого метода необходимо:
При составлении уравнений полуреакций окисления и восстановления необходимо учитывать среду и возможность участия в реакции молекул воды или других ионов. Для уравнивания числа атомов кислорода (наиболее часто встречающийся случай) можно воспользоваться табл. 3, в которой «избыточный» атом кислорода в составе сложной частицы обозначен «O2— »: Таблица 3
Алгоритм расчета коэффициентов и написания ОВР рассмотрим на примере составления уравнения реакции с заданными в ионной форме продуктами. Схема ОВР: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() Ох Red
Cr2O3 2CrO42— ClO3— Cl —
Cr2O3 + 10OH— 2CrO42— + 5H2O ClO3— + 3H2O Cl— + 2OH—
Cr2O3 - 6ē + 10OH— 2CrO42— + 5H2O ClO3— + 6ē + 3H2O Cl— + 6OH—
• первая полуреакция (окисления) ![]() ![]() слева справа • вторая полуреакция (восстановления) ![]() ![]() слева справа Затем уравниваем число отданных и принятых электронов (ставим наименьшие кратные множители перед уравнениями полуреакций), суммируем уравнения, умножив каждое слагаемое на соответствующий коэффициент: ![]() 1 ![]() Cr2O3 + ClO3— + 10(OH)— + 3H2O = 2CrO42— + Cl + 5H2O + 6(OH)—
C ![]() ![]() ![]() ![]() К+ 4К+ 4К+ К+ дописываем молекулярное уравнение: Cr2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + KCl + 2H2O. Соблюдая электронейтральность молекул, составляем формулы продуктов реакции подбором для каждого иона противоположно заряженных ионов – противоионов, включая и те, которые не показаны в ионном уравнении (в данной реакции это ионы K+, они указаны под ионным уравнением для каждого из ионов снизу от черты). Аналогично составляют ОВР в других средах, например в кислой среде: ![]() ![]() ![]() ![]()
2 MnO4— + 5ē + 8H+ = Mn2+ + 4H2O ![]() 5H3AsO3 + 5H2O + 2MnO4— + 16H+ = 5H3AsO4 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O 5 ![]() ![]() ![]() ![]() 5H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 = 5H3AsO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4 6.3. Электродные потенциалы. Направление ОВР В каждой окислительно-восстановительной реакции, в том числе в реакции Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu (1) участвуют две окислительно-восстановительные пары - восстановитель (Zn) и его окисленная форма (Zn2+); окислитель (Cu2+) и его восстановленная форма (Cu). Мерой окислительно-восстановительной способности данной пары является окислительно-восстановительный или электродный потенциал,который обозначают ![]() ![]() ![]() Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой тонким порошком платины, погруженной в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывают током газообразного водорода под давлением 1,013 105 Па при температуре 298 К. На поверхности платины протекает обратимая реакция, которую можно представить в виде: 2H+ + 2 ![]() Потенциал такого электрода принимают за нуль: ![]() Стандартные потенциалы измерены или рассчитаны для большого числа окислительно-восстановительных пар (полуреакций) и приведены в таблицах. Например, ![]() ![]() ![]() Ряд металлов, расположеных в порядке увеличения их стандартных электродных потенциалов, называют электрохимическим рядом напряжений металлов (рядом активности металлов): Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au ![]() ![]() Начинается ряд наиболее активными металлами (щелочными), а завершается «благородными», т.е. трудноокисляемыми металлами. Чем левее расположены в ряду металлы, тем более сильными восстановительными свойствами они обладают, они могут вытеснять из растворов солей металлы, стоящие правее. Металлы, расположенные до водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме HNO3 и H2SO4 конц). В тех случаях когда система находится в нестандартных условиях, значе- ние электродного потенциала можно рассчитать по уравнению Нернста: ![]() где ![]() ![]() R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль•К); T – температура, К; n – число электронов, участвующих в процессе; F – число Фарадея (96500 К/моль); [Ox]а, [Red]в – произведение концентраций (моль/л) окисленной и восстановленной форм участников процесса, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов. Концентрации твердых веществ и воды принимают за единицу. При температуре 298 К, после подстановки численных значений R и F, уравнение Нернста принимает вид: ![]() Так, для полуреакции ![]() ![]() уравнение Нернста ![]() Используя значения электродных потенциалов, можно определить направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции. В ходе ОВР электроны всегда перемещаются от пары, содержащей восстановитель, к паре, содержащей окислитель. Обозначим ![]() ![]() Если ![]() ![]() Если ![]() ![]() Для рассмотренной ранее (с.24) реакции (1): ![]() ![]() |