Направление окислительно-восстановительных реакций 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Направление окислительно-восстановительных реакций



Самопроизвольное протекание окислительно-восстановительной реакции, как и любой другой реакции, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Разность стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя (∆Eо) связана со стандартной энергией Гиббса (∆G о) соотношением:

∆G о =nF∆E о, (7.3)

где n – число принятых (или отданных) в ходе реакции электронов; F – число Фарадея (96500 Кл); ∆E о – изменение стандартного окислительно-восстановительного потенциала в ходе процесса, ∆E о оокис.Е овосст. .

Из уравнения (7.3) следует, что возможность самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции определяется значением ∆E о.

Если изменение стандартного окислительно-восстановительного потенциала имеет положительное значение (∆Е о= Е оокис.Е овосст.>0 ), то ∆G < 0 и реакция может протекать в прямом направлении.

Если ∆E <0, то ∆G >0 и прямая реакция в данных условиях невозможна, а возможна лишь обратная реакция.

В качестве примера рассмотрим реакцию:

SnCl2 + 2FeCl3 SnCl4 + 2FeCl2.

Состоянию олова и железа в этой реакции соответствуют окислительно-восстановительные пары Sn4+/Sn2+ и Fe3+/Fe2+, значения E одля которых равны +0,15 В и +0,77 В соответственно (см. прил., табл. 11).

В молекуле FeCl3 атом железа находится в высшей степени окисления и, следовательно, способен быть только окислителем. Атом олова в молекуле SnCl2 имеет промежуточную степень окисления и в присутствии сильного окислителя (FeCl3) является восстановителем.

Разность ∆Е о= Е оокис.Е 0восcт. = 0,77–0,15=0,62 В величина положительная, следовательно, в стандартных условиях данная реакция будет осуществляться в прямом направлении. Соотношение в величинах Е оокис. и Е овосcт. определяет и глубину протекания процесса: чем больше разность этих величин, тем полнее превращение.

Часто реакции окисления-восстановления не доходят до конца, и в системе устанавливается равновесие, характеризуемое константой равновесия, которая может быть вычислена по уравнению

где К – константа равновесия; ∆E о= Е оокис.Е овосст. – изменение стандартного окислительно-восстановительного потенциала; n – число отданных (принятых) электронов в ходе реакции; F – число Фарадея, равное 96500 Кл; R – газовая постоянная, равная 8,31Дж/моль·К; T – абсолютная температура, К.

Составление уравнений окислительно-

Восстановительных реакций

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции – задача более сложная, чем в случае реакций обмена, так как в реакции могут участвовать более двух реагентов (окислитель, восстановитель и среда) и образоваться несколько продуктов. Продукты реакции можно определить теоретически, используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, или экспериментально, анализируя состав реакционной системы.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо:

1. Выбрать окислитель и восстановитель.

2. Определить, учитывая характер среды, какие вещества, кроме окислителя и восстановителя, будут участвовать в реакции, и какие продукты могут быть получены.

3. Подобрать коэффициенты в уравнении реакции.

Существует несколько способов составления окислительно- восстановительных реакций. Наибольшее применение нашли метод электронно-ионного баланса и метод электронного баланса.

Метод электронно-ионного баланса основан на использовании значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов при выборе окислителя и восстановителя, составлении электронно-ионных уравнений и последующем суммировании двух уравнений, записанных для процессов окисления и восстановления, в ионно-молекулярное уравнение. Метод электронного баланса используется в основном для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах. Этот метод имеет то преимущество, что при его применении необязательно знать степени окисления атомов, участвующих в реакции ионов.

Метод электронного баланса применим для составления уравнений окислительно-восстановительных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твердых и газообразных системах. Данный метод основан на уравнивании числа отданных и принятых электронов исходя из изменения степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах и последующем составлении схемы электронного баланса. Вопрос о продуктах реакции может быть решен или экспериментально, или теоретически, используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е о).

В данном учебном пособии для студентов-заочников при составлении ОВР используется метод электронного баланса, причем продукты окислительно-восстановительных реакций определены.

Задача состоит в подборе и расстановке коэффициентов.

Коэффициенты подбирают методом электронного баланса с помощью электронных уравнений, учитывая правила сохранения числа атомов каждого элемента в реакции и сохранения заряда.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-12-11; просмотров: 249; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.236.145.110 (0.008 с.)