Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Окислительно-восстановительные реакции
6.1. Основные определения Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав взаимодействующих соединений. В ОВР всегда присутствует и окислитель, и восстановитель. По сути ОВР – это процесс переноса электронов от восстановителя к окислителю, т.е. электрон-донорно-акцепторные реакции Окислитель (Ox) – вещество (молекула, атом, ион), принимающее электроны, т.е. восстанавливающееся в результате реакции. Процесс принятия электронов окислителем называется восстановлением. Восстановитель (Red) – вещество (молекула, атом, ион), отдающее электроны, т.е. окисляющееся в результате реакции. Процесс отдачи электронов восстановителем называется окислением. Типы окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул: С0 + О20 = С+4О2–2 Ox Red Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества: KN+5O3–2 = KN+3O2 + O20 Ox и Red ОВР диспропорционирования – атомы одного и того же элемента, находящиеся в одной степени окисления, в ходе окислительно-восстановительной реакции одновременно выступют в качестве окислителя и восстановителя, при этом из одной промежуточной степени окисления получаются две, большая и меньшая: Cl20 + 2NaOH = NaCl–1 + NaOCl+1 + H2O Ox и Red ОВР конпропорционирования – атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления, одновременно играют роль окислителя (если находятся в большей степени окисления) и восстановителя (если находятся в меньшей степени окисления), при этом из двух разных степеней окисления этого элемента образуется одна промежуточная: 2H2S–2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O Red Ox Метод полуреакций Метод полуреакций используют для нахождения коэффициентов в ОВР, протекающих в водном растворе. В этом методе учитывается количество электронов, участвующих в процессах окисления-восстановления между реально существующими частицами в растворе (молекулами и ионами) или, другими словами, учитывая процессы электролитической диссоциации. Уравнивание ОВР методом полуреаций можно описать следующей последовательностью.
1. Определить потенциальный окислитель и восстановитель. 2. Определить продукты реакции, т.е. то, во что переходят окислитель и восстановитель. 3. Исходя из этого, написать полуреакции, соответствующие окислению восстановителя и восстановлению окислителя, учитывая при этом среду, в которой протекает реакция. 4. Свести материальный баланс полуреакций, а затем и электронный баланс, подсчитав заряды в обеих частях уравнений. 5. Все дальнейшие действия с полуреакциями осуществлять, представляя их алгебраическими уравнениями. Количество электронов, ушедших от восстановителя при его окислении, должно быть равно количеству электронов, принятому окислителем в процессе восстановления. Поэтому домножая эти уравнения (полуреакции) на количество электронов и складывая их, получаем реакцию в ион-молекулярном виде. После приведения подобных членов и введения ионов в левую и правую части, получаем ОВР. Пример 1, кислый раствор. KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O В данной реакции, проходящей в кислом растворе (в левой части уравнения присутствует серная кислота), окислителем является перманганат калия, KMnO4, а восстановителем – нитрит натрия, NaNO2. Т.к. оба этих соединения являются сильными электролитами, то в водном растворе реальным окислителем будет перманганатный ион MnO4─, который в результате реакции превращается в сульфат марганца MnSO4, или, на самом деле, в Mn2+: MnO4─ → Mn2+ (полуреакция восстановления) Аналогично, в случае нитрита натрия: NO2─ → NO3─ (полуреакция окисления) При использовании метода полуреакций сначала необходимо уравнять количество элементов в обеих частях реакции. В кислом растворе для уравнивания кислорода и водорода можно пользоваться молекулами воды и протонами: MnO4─ + 8H+ → Mn2+ + 4H2O NO2─ + H2O → NO3─ + 2H+ Затем необходимо уравнять заряды в левой и в правой части обеих полуреакций, исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель отдает, уравнять полуреакции между собой по электронам и сложить с учетом произведенного домножения левые части полуреакций с левыми, а правые части – с правыми. Сокращая одинаковые частицы в левой и в правой частях полуреакции, получается окислительно-восстановительная реакция в ином виде:
2 [MnO4─ + 8H+]+7 + 5ē → [Mn2+ + 4H2O]+2 (суммарный заряд понижается на 5 единиц, следовательно, система частиц принимает 5 электронов) 5 [NO2─ + H2O] ─1 – 2ē → [NO3─ + 2H+]+1 (суммарный заряд повышается на 2 единицы, следовательно, система частиц отдает 2 электрона) 2MnO4─ + 16 H+ + 5NO2─ + 5 H2 O → 2Mn2+ + 8 H2 O + 5NO3─ + 10 H+ (подчеркнутые частицы можно сократить): 2MnO4─ + 6H+ + 5NO2─ → 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3─ Остается перенести коэффициенты из ионного уравнения в молекулярное, учитывая индексы ионов в молекулах (коэффициент перед серной кислотой равен трем, т.к. в ее состав входит два протона): 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 → 3MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O Пример 2, щелочной раствор. KMnO4 + NaNO2 + КОН → K2MnO4 + NaNO3 + H2O Метод уравнивания аналогичен случаю в кислом растворе. В случае щелочного раствора для уравнивания кислорода и водорода используются молекулы воды и гидроксидные анионы: 2 [MnO4─]─1 + 1ē → [MnO42─]─2 1 [NO2─ + 2OH─] ─3 – 2ē → [NO3─ + H2O] ─1 2MnO4─ + NO2─ + 2OH─ → 2MnO42─ + NO3─ + H2O; или в молекулярном виде: 2KMnO4 + NaNO2 + 2КОН → 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O Пример 3, нейтральный раствор. KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + КОН В нейтральном растворе при уравнивании полуреакций по элементам в левой части записывается только вода, а в правой части либо протоны, либо гидроксидные ионы: 2 [MnO4─ + 2H2O]─1 + 3ē → [MnO2 + 4OH─]─4 3 [NO2─ + H2O] ─1 – 2ē → [NO3─ + 2H+] +1 2MnO4─ + 4H2O + 3NO2─ + 3H2O → 2MnO2 + 8OH─ + 3NO3─ + 6H+ В нейтральном растворе, как правило, в правой части полученного ионного уравнения присутствуют одновременно протоны и гироксидные ионы, которые обязательно взаимодействуют между собой: H+ + OH─ = H2O. В рассмотренном примере вместо 8OH─ + 6H+ в правой части будет 6H2O + 2OH─. В результате сокращения воды получается следующая реакция: 2MnO4─ + 3NO2─ + H2O → 2MnO2 + 3NO3─ + 2OH─ 2KMnO4 + 3NaNO2 + H2O → 2MnO2 + 3NaNO3 + 2КОН Приведенная ниже таблица позволяет понять, какие частицы следует добавлять в полуреакциях для уравнивания кислорода и водорода:
В нейтральном растворе в левой части присутствует только вода. Восстановительный потенциал Для количественной характеристики окислительно-восстановительных реакций используются восстановительные потенциалы. Стандартный восстановительный потенциал Е0 – это стандартная свободная энергия полуреакции, отнесенная к одному заряду электрона в полуреакции: Ox + nē = Red , где n – число электронов, участвующих в полуреакции, а F – постоянная Фарадея, равная заряду одного моля электронов, F ≈ 96500 Кл/моль. В качестве точки отсчета принят потенциал стандартного водородного электрода (р = 1 атм, 2н H2SO4 ([H+] = 1 M), Pt): H+ + ē = ½H2 E0 = 0 В В приложении в таблице № 5 приведены величины остальных потенциалов для стандартного кислого ([H+] = 1 М, pH = 0) и для стандартного щелочного ([OH─] = 1 М, pH = 14) растворов. В случае окислительно-восстановительной реакции критерием ее протекания является разница в стандартных восстановительных потенциалах окислителя и восстановителя. ∆E0 > 0 – реакция термодинамически возможна (∆G0 < 0):
Чем больше значение E0, тем выше окислительная способность окисленной формы (находящейся в левой части полуреакции) и меньше восстановительная способность восстановленной формы (находящейся в правой части полуреакции), и наоборот. Таким образом, наиболее сильные окислители имеют высокое значение Е0, а наиболее сильные восстановители – низкое значение Е0. Для определения направления протекания окислительно-восстановительной реакции так же удобно пользоваться правилом «Z». Для этого необходимо записать две стандартные полуреакции одну под другой, причем верхняя должна иметь меньшее значение E0. В этом случае восстановитель верхней полуреакции будет взаимодействовать с окислителем нижней, приводя к соответствующим продуктам ОВР: Mn2+ + 2ē = Mn E0 = –1,18 В (Mn – восстановитель)
2H+ + 2ē = H2 E0 = 0 В (H+ – окислитель) Mn + 2H+ = H2 + Mn2+ ∆E0 = 0 – (–1,18) = 1,18 В >0 Разница стандартных восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя связаны с константой равновесия реакции:
Стандартный восстановительный потенциал и потенциал при нестандартных условиях связаны между собой уравнением Нерста: , где Е0 – стандартный восстановительный потенциал (В), R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль∙К), T – температура (К), n – число электронов, участвующих в полуреакции, F – постоянная Фарадея, [Ox] и [Red] – молярные концентрации окисленной и восстановленной форм соответственно. При T = 298 К уравнение Нерста принимает вид: Например, для полуреакции MnO42─ + 2H2O + 2ē → MnO2 + 4OH─ Этот потенциал зависит от рН раствора. Есть потенциалы, которые не зависят от рН раствора (в полуреакцию не входит вода, окислитель и восстановитель не менят формы существования в зависимости от среды), например Na+ + ē à Na.
|
|||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; просмотров: 70; 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 - 44.222.149.13 (0.04 с.) |