 |
Направление протекания ОВР. ∆E0 = j0ок-ля – j0вос-ля > 0.. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
|
|
|
|
Направление протекания ОВР
ОВР самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.
Важнейшие окислители: галогены, O2, O3, H2O2, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4(конц), PbO2, Ag2O, KClO4, KClO3, ионы Ag+, Au3+ и т. д.
Сила окислителя зависит от степени окисления элемента: чем выше степень окисления, тем более окислительные свойства проявляет элемент:
KClO, KClO2, KClO3, KClO4 (max).
Важнейшие восстановители: Водород, уголь, CO, Hal-, все Ме, H2, H2S, SO2, , H2SO3, SnCl2, FeSO4, альдегиды, спирты и т. д.
Количественной мерой ox/red способности является окислительно-восстановительный потенциал (jox/red), который зависит от:
- природы окисленной и восстановленной формы;
- соотношения концентраций окисленной и восстановленной формы;
- температуры;
- в некоторых случаях от рН.
• Чем больше величина jox/red, тем более сильным окислителем является окисленная форма элемента;
• чем меньше (отрицательнее) величина jox/red, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма элемента.
• Условием самопроизвольного протекания ОВР является положительное значение ее ЭДС (электродвижущей силы):
∆ E0 = j0ок-ля – j0вос-ля > 0.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Существует два способа определения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Метод электронного баланса позволяет определить коэффициент лишь перед молекулами окислителя и восстановителя, а для остальных участников они находятся подбором, с учетом уже найденного числа ионов окислителя и восстановителя. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Сумма зарядов исходных веществ также должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
|
|
|
Более универсальный ионно-электронный метод использует представления об электролитической диссоциации. Участники процесса записываются в ионном виде. Метод применим, если реакции протекают в водном растворе. Вещества диссоциируют на ионы, реальность существования которых может быть обнаружена в растворе. В этом случае учитывают процесс диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН- и используют в качестве компонентов реакции молекулы Н2О и ионы Н+ и ОН-. Слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.
Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом необходимо соблюдать следующие правила:
1) Составить схему реакции, указав в левой части уравнения формулы веществ взятых для реакции, а в правой – полученных. Например:
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
2) Составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений: сильные электролиты записать в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются:
Mn2+ + PbO2 + → HMnO4 + Pb2+ … (кислая среда)
3) Составить частные электронно-ионные уравнения /полуреакции/ отдельно для процесса окисления и отдельно для процесса восстановления, руководствуясь следующим:
а) если прлдукты реакции содержат больше кислорода, чем исходные соединения, то недостающее количество кислорода пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет воды, а в щелочных растворах – за счет гидроксид-ионов ОН-,
|
|
|
б) если продукты реакции содержат меньше кислорода, чем исходные вещества, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием очень слабо диссоциирующих молекул воды, а в нейтральной среде и щелочной среде – за счет добавления воды с образованием гидроксид-ионов.
4) В каждой полуреакции подвести баланс вещества /уравнять число атомов или ионов/, а также уравнять алгебраическую сумму зарядов правой и левой части частных электронно-ионных уравнений:
Окисление: Восстановление
а/ Mn2+ → MnO4- а/ PbO2 → Pb2+
б/ Mn2+ + 4 H2O→ MnO4- + 8 H+ б/ PbO2 + 4 Н+ → Pb2+ + 2 H2O
в/ Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ в/ PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O
5) Подвести баланс зарядов и вывести коэффициенты:
Mn2+ + 4 H2O – 5е → MnO4- + 8 H+ /окисление/ │ 2
PbO2 + 4 Н+ + 2е → Pb2+ + 2 H2O /восстановление/ │ 5
6) Для достижения электронного баланса умножить первое полууравнение на 2, а второе полууравнение на 5, а затем суммировать полуреакции:
2 Mn2+ + 8 H2O + 5 PbO2 + 20 H+ → 2 MnO4- +16 H+ + 5 Pb2+ + 10 H2O
7) Произвести возможные упрощения /приведение подобных членов/ в предыдущем уравнении и получить ионное уравнение в сокращенном виде:
2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 Н+ → 2 MnO4- + 5 Pb2++ 2 H2O
8) руководствуясь схемой реакции, приписать недостающие ионы и написать уравнение уже в молекулярном виде:
2 Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Рb(NO3)2 + 2 H2O
9) Подвести окончательный баланс с учетом прибавившихся ионов, при этом могут уточниться некоторые коэффициенты /например, 6HNO3/.
|
|
|
