Конспект лекций Навои-07. Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова

• Название: Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова
• Анкор: Конспект лекций Навои-07.doc
• Дата: 04.07.2018
• Размер: 490.5 Kb.
• Имя файла: Конспект лекций Навои-07.doc
• Тип: Документы; #21030
• страница: 9 из 10

• 
  Процесс отдачи электронов называют окислением. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями (Red). Окисление повышает степень окисления атомов восстановителя. Только восстановительные свойства проявляют металлы, а также атомы элементов в низшей степени окисления.
  

• 
  Процесс присоединения электронов называют восстановлением. Частицы, присоединяющие электроны, называют окислителями (Ох). Восстановление приводит к понижению степени окисления атомов окислителя. Только окислительные свойства проявляют кислород, фтор, а также атомы элементов в высшей степени окисления.
  

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:

• 
  применять правила написания ионных уравнений;
  

• 
  соблюдать материальный баланс (число атомов химического элемента в левой и правой частях уравнений должно быть одинаковым);
  

• 
  соблюдать баланс электронов (число электронов, отданных восстано-вителем и принятых окислителем должно быть одинаковым).
  

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 «O^2— »:

Таблица 3

Процесс	Среда в окислительно – восстановительных реакциях
	кислая	щелочная	нейтральная
Связывание «O2–»: (NO3— NO2—)	«O2—»:+ 2H+ = H2O	«O2—»: + H2O = 2OH—	«O2—» + H2O =2OH—
Введение «O2—» (SO32—  SO42—)	H2O = «O2—»:+ 2H+	2OH— = «O2—» + H2O	H2O = «O2—» + 2H+

Алгоритм расчета коэффициентов и написания ОВР рассмотрим на примере составления уравнения реакции с заданными в ионной форме продуктами. Схема ОВР:

+ + KOH  + Cl^—

Ох Red

• 
  Рассчитываем степени окисления элементов (указаны на схеме), определяем окислитель и его восстановленную форму (СlO₃^—  Cl^—), восстановитель и его окисленную форму (Cr₂O₃  CrO₄^2—).
  

• 
  Делим реакцию на две полуреакции – полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, т.е. записываем отдельно выделенные пары. Уравниваем в левой и правой частях каждой полуреакции число атомов элемента, отличающегося от кислорода и водорода (Cr):
  

Cr₂O₃  2CrO₄^2—

ClO₃^—  Cl ^—

• 
  При необходимости уравниваем число атомов кислорода (табл.3) и водорода с учётом того, что задана щелочная среда (в исходных веществах присутствует щёлочь КОН):
  

Cr₂O₃ + 10OH^—  2CrO₄^2— + 5H₂O

ClO₃^— + 3H₂O  Cl^— + 2OH^—

• 
  По изменению степени окисления атомов элементов подсчитываем число отданных и принятых электронов и дописываем их со знаком (+) или (-) в левую часть уравнений полуреакций:
  

Cr₂O₃ - 6ē + 10OH^—  2CrO₄^2— + 5H₂O

ClO₃^— + 6ē + 3H₂O  Cl^— + 6OH^—

• 
  Проверяем равенство суммарного заряда ионов и электронов в левой и правой частях уравнений полуреакции:
  

• 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 - 6ē + 10(OH)^ = 2CrO₄^2— + 5H₂O

1 ClO₃^— + 6ē + 3H₂O = Cl^— + 6OH^—

Cr₂O₃ + ClO₃^— + 10(OH)^— + 3H₂O = 2CrO₄^2— + Cl^ + 5H₂O + 6(OH)^—

• 
  Приводим подобные члены в суммарном уравнении и по полученному ионному уравнению, где стоят все основные коэффициенты,
  

Cr₂O₃ + ClO₃^— + 4(OH)^— = 2CrO₄^2—+ Cl^— + 2H₂O,

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:

+ + H₂SO₄  + Mn²⁺.

5. 
   H₃AsO₃ - 2ē + H₂O = H₃AsO₄ + 2H⁺
   

2 MnO₄^— + 5ē + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O




5H₃AsO₃ + 5H₂O + 2MnO₄^— + 16H⁺ = 5H₃AsO₄ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

5H₃AsO₃ + 2MnO₄^— + 6H⁺ = 5H₃AsO₄ + 2Mn²⁺ + 3H₂O

2К⁺ 3SO₄^2— 2SO₄^2— SO₄^2— 2К⁺

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 , где Ox – окисленная форма, Red – восстановленная форма (например, , ). Измерить абсолютное значение потенциала невозможно, поэтому измерения осуществляют относительно эталона, например стандартного водородного электрода.

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  H₂.

Потенциал такого электрода принимают за нуль: В (размерность потенциала – Вольт).

Стандартные потенциалы измерены или рассчитаны для большого числа окислительно-восстановительных пар (полуреакций) и приведены в таблицах. Например, . Чем больше значение , тем более сильным окислителем является окисленная форма (Оx) данной пары. Чем меньше значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма (Red) окислительно-восстановительной пары.

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

E⁰ < 0 E⁰=0 E⁰ > 0



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 H₂SO_{4 конц}).

В тех случаях когда система находится в нестандартных условиях, значе-

ние электродного потенциала можно рассчитать по уравнению Нернста:

,

где – потенциал системы при нестандартных условиях, В;

– потенциал системы при стандартных условиях, В;

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:

. (2)

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

- электродный потенциал пары, содержащей окислитель;

- электродный потенциал пары, содержащей восстановитель.

Если > - самопроизвольно может идти прямая реакция;

Если < - прямая реакция невозможна, но возможна обратная реакция.

Для рассмотренной ранее (с.24) реакции (1):



, т.е. реакция в стандартных условиях возможна.