Взаимодействие металла с водой и кислотой-неокислителем

Метод электронных уравнений

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций этим методом рекомендуется придерживаться следующего порядка:

1. Запишите схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, определите элементы, которые изменяют в результате реакции степень окисления, найдите окислитель и восстановитель.

2. Составьте электронные уравнения исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает.

3. Подберите множители (основные коэффициенты) для электронных уравнений так, чтобы число электронов, отданных при окислении, было равно числу электронов, полученных при восстановлении.

4. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

ПРИМЕР 3: Составить уравнение реакции восстановления оксида железа (III) углеродом. Реакция протекает по схеме:

Fe₂O₃ + C → Fe + CO

Решение: Железо восстанавливается, понижая степень окисления от +3 до 0; углерод окисляется, его степень окисления повышается от 0 до +2.

Составим схемы этих процессов.

восстановитель 1| 2Fe⁺³ + 6e = 2Fe⁰, процесс окисления

окислитель 3| C⁰ -2e = C⁺², процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Найдя наименьшее общее кратное между числами 2 и 6, определяем, что молекул восстановителя должно быть три, а молекул окислителя - две, т.е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении реакции перед восстановителем, окислителем и продуктами окисления и восстановления.. Уравнение будет иметь вид:

Fe₂O₃ + 3C = 2Fe + 3CO

 

Метод электронно-ионных уравнений (полуреакций).

При составлении электронно-ионных уравнений учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворимого или труднодиссоциирующего в воде вещества). Чтобы составить уравнения окислительно-восстановительных реакций данным методом, рекомендуется придерживаться следующего порядка:

1.Составьте схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции, отметьте ионы, изменяющие в результате реакции степень окисления, определите окислитель и восстановитель.

2. Составьте схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся в условиях реакции ионов или молекул.

3. Уравняйте число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН^-.

Следует помнить, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходят по- разному, в зависимости от рН среды. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов. Например,

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O (кислая среда)

NO₃^- + 6H₂O + 8e = NH₃ + 9OH^- (нейтральная или щелочная среда).

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид ионов с образованием молекул воды. Например,

I₂ + 6H₂O – 10e = 2IO₃^- + 12H⁺ (кислая или нейтральная среда)

CrO₂^- + 4OH^- - 3e = CrO₄^2- + 2H₂O (щелочная среда)

4. Уравняйте суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавьте к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов.

5. Подберите множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложите уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

ПРИМЕР 4: Составить уравнение окисления сероводорода хлорной водой. Реакция протекает по схеме:

H₂S + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCl

Решение. Восстановлению хлора соответствует следующее уравнение полуреакции: Cl₂ + 2e = 2Cl^-.

При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы: H₂S → SO₄^2-. В ходе этого процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источником которых служат молекулы воды. При этом образуются восемь ионов Н⁺; кроме того, два иона Н⁺ высвобождаются из молекулы Н₂S. Всего образуются 10 ионов водорода:

H₂S + 4H₂O → SO₄^2- + 10 H⁺

Левая часть схемы содержит только незаряженные частицы, а суммарный заряд ионов в правой части схемы равен +8. Следовательно, в результате окисления высвобождаются восемь электронов:

H₂S + 4H₂O → SO₄^2- + 10 H⁺

Поскольку отношение чисел электронов, принятых при восстановлении хлора и отданных при окислении серы, равно 8׃2 или 4׃1, то, складывая уравнения полуреакций восстановления и окисления, надо первое из них умножить на 4, а второе – на 1. Получаем:

Cl₂+ 2e = 2Cl^- | 4

H₂S + 4H₂O = SO₄^2- + 10H⁺ +8e ^- | 1

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O = 8Cl^- + SO₄^2- +10H⁺

В молекулярной форме полученное уравнение имеет следующий вид:

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O = 8HCl + H₂SO₄

 

Одно и то же вещество в различных условиях может окисляться или восстанавливаться до разных степеней окисления соответствующего элемента, поэтому величина эквивалента окислителя и восстановителя также может иметь различные значения.

Эквивалентная масса окислителя равна его молярной массе деленной на число электронов n, которые присоединяет одна молекула окислителя в данной реакции.

Например, в реакции восстановления Cl₂ + 2e = 2Cl^-. n=2 Следовательно, эквивалентная масса Сl₂ равна М/2, т.е. 71/2=35,5г/моль.

 

Эквивалентная масса восстановителя равна его молярной массе деленной на число электронов n, которые отдает одна молекула восстановителя в данной реакции.

Например, в реакции окисления H₂S + 4H₂O - 8е = SO₄^2- + 10 H⁺

n=8. Следовательно, эквивалентная масса H₂S равна М/8, т.е. 34,08/8=4,26г/моль.

 

Поведение металлов в агрессивных средах.

Под агрессивной средой мы должны понимать: 1) воду; 2) растворы кислот: а) кислоты-неокислители; б) кислоты-окислители; 3) растворы щелочей.

Металлы в агрессивных средах могут проявлять только свойства восстановителя, т.к. Ме⁰ находится в низшей степени окисления:

Ме⁰ – nе → Меⁿ⁺.

Соответственно среда содержит окислитель.

Термодинамическим условием осуществления любого химического процесса служит уменьшение энергии Гиббса (ΔG). При отрицательном значении величины ΔG, процесс идет самопроизвольно в данных условиях.

ΔG = −nΔEF,

где n – число электронов, участвующих в реакции,

ΔE – ЭДС окислительно-восстановительного процесса,

F – электрохимическая константа (число Фарадея).

Отсюда видно, что термодинамическим условием осуществления такого окислительно-восстановительного процесса является положительное значение электродвижущей силы (ЭДС), возникающей за счет различия окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя:

ЭДС = Е_окисл. – Е_восст.

Взаимодействие металла с водой и кислотой-неокислителем

Схема процесса взаимодействия металла с водой:

Ме⁰ + H₂O → Me(OH)_x + H₂

Схема процесса взаимодействия металла с кислотой-неокислителем (HCl, H₂SO₄разб.):

Ме⁰ + H_xAn → Me_xAn_y + H₂

Окислительное действие воды и кислот-неокислителей осуществляется за счет ионов водорода, стандартный окислительно-восстановительный потенциал которого принят равным 0 (Е⁰_н/н=0В). Отсюда следует, что ЭДС окислительно-восстановительного процесса взаимодействия металла с водой и кислотой-неокислителем – положительно в тех случаях, когда стандартный окислительно-восстановительный потенциал металла (Е⁰_Ме/Ме) больше нуля.

Практическое осуществление подобных реакций возможно, если при взаимодействии металла, стоящего в ряду напряжения до водорода, с водой или кислотой-неокислителем образуются соответственно растворимый гидроксид или растворимая соль.

ПРИМЕР 5: Оцените термодинамическую возможность взаимодействия в системе ЦИНК И ВОДА. Проанализируйте практическую возможность взаимодействия в стандартных условиях, учитывая растворимость продукта реакции. Если реакция практически возможна, составьте уравнение реакции.

Решение. Окислительное действие воды осуществляется за счет ионов водорода, стандартный окислительно-восстановительный потенциал которого принят равным 0. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал восстановителя Е⁰(Zn²⁺/Zn) = -0,76В.

ЭДС = Е_окисл. – Е_восст. = Е⁰(Н⁺/Н) - Е⁰(Zn²⁺/Zn) = 0 – (-0,76) = +0,76В.

ЭДС больше нуля значит с термодинамической точки зрения реакция взаимодействия цинка с водой при обычных условиях осуществима.

Однако, реальная возможность любого процесса определяется не только термодинамическим факторам, но и образованием растворимых или нерастворимых продуктов взаимодействия. При действии воды на металл в качестве такого продукта образуются гидроксиды металлов. Гидроксид цинка Zn(OH)₂ малорастворим и при образовании пленки этого продукта на поверхности цинка реакция практически прекращается. При обычных условиях цинк в воде не растворим.

ПРИМЕР 6: Оцените термодинамическую возможность взаимодействия в системе ЦИНК И СОЛЯНАЯ КИСЛОТА. Проанализируйте практическую возможность взаимодействия в стандартных условиях, учитывая растворимость продукта реакции. Если реакция практически возможна, составьте уравнение реакции.

Решение. Окислительное действие соляной кислоты (кислота-неокислитель) осуществляется за счет ионов водорода, стандартный окислительно-восстановительный потенциал которого принят равным 0. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал восстановителя Е⁰(Zn²⁺/Zn) = -0,76В.

ЭДС = Е_окисл. – Е_восст. = Е⁰(Н⁺/Н) - Е⁰(Zn²⁺/Zn) = 0 – (-0,76) = +0,76В.

ЭДС больше нуля, значит с термодинамической точки зрения реакция взаимодействия цинка с соляной кислотой при обычных условиях осуществима.

Однако, реальная возможность любого процесса определяется не только термодинамическим факторам, но и образованием растворимых или нерастворимых продуктов взаимодействия. При действии кислоты-неокислителя на металл в качестве такого продукта образуются соли. Хлорид цинка ZnCl₂ растворим и при обычных условиях цинк взаимодействует с соляной кислотой.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

восстановитель 1| Zn – 2e = Zn²⁺; процесс окисления

окислитель 1| 2H⁺ + 2e = H₂; процесс восстановления

 

12Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: