Записываем ионное уравнение реакции

Н⁺ + SO₃^2- + СlO₃^- = Н⁺ + С1^- + SO₄^2-

Из уравнения видно, что ион SO₃^2- превращается в ион SO₄^2-, а ион ClO^-_з в ион Cl¯.

При рассмотрении окисления сульфита исходим из схемы: SO^2-₃→ SO^2-₄. Поскольку для этого превращения необходим один атом кислорода, используем молекулу воды, при этом в правой части образуются два иона водорода. Суммарный заряд ионов в правой части равен нулю, а в левой части -2, поэтому вычитаем два электрона, т.е.

 SO₃^2- + Н₂О – 2е = SO₄^2- + 2 Н⁺

При восстановлении иона  С1О₃^- в  ион Сl^- три атома кислорода связываются с шестью ионами водорода, превращаясь в 3 молекулы воды. Для уравнивания числа зарядов в правую часть добавляем шесть электронов, т.е.

 С1О₃^- + 6Н⁺ + 6е = Cl^- + 3Н₂О

Суммируем правые и левые части рассмотренных полуреакций, предварительно умножаем их на найденные коэффициенты:                   

SO^2-₃ + Н₂О -2е  = SO₄^2- + 2H⁺  3 окисление, восстановитель      

  С lO ^-з + 6Н⁺ +6е  = С1^- + ЗН₂О    1 восстановление, окислитель

3SO^2-₃+ СlO^-з + 3 Н₂О + 6 H⁺ = 3SO^2- ₄ + С1^- + 3 Н₂О + 6 H⁺

В окончательной форме уравнение имеет следующий вид:

3H₂SO₃ + НСlО₃ = 3H₂SO₄ + HCl

Пример 2:

Реакция восстановления KMnO₄ в кислой среде:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +3H₂O

 

MnO₄^- +5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O | 2 восстановление, окислитель  

SO₃^2- -2e + H₂O → SO₄^2- + 2H⁺ | 5 окисление, восстановитель   

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O → 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5 SO₄^2- + 10 H⁺

2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- → 2Mn²⁺ + 5 SO₄^2- + 3H₂O

Электрохимические процессы. Электродные потенциалы. Редокспотенциалы и направление протекания окислительно- восстановительных реакций.

Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные процессы, участником или посредником которых является электрод, т.е. процессы, протекающие с участием катода и анода.

Различают два типа процессов:

1) процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока (гальванический элемент)

2) процессы, идущие под действием электрического тока (электролиз)

Электродные потенциалы

Металл, опущенный в воду или раствор собственной соли, это электрод.

Рассмотрим  два  случая:

1. Активный Ме – Zn в воде

Zn⁰ -2e → Zn²⁺

Пластинка заряжена отрицательно, раствор - положительно. Возникает двойной электрический слой и появляется разность потенциалов.

 

2. Неактивный Ме – Cu в растворе соли CuSO₄

Cu^2+ +2e -> Cu^0 – встраивается в кристаллическую решеткую

Пластинка положительно заряжена, раствор отрицательна.

Разность потенциалов, возникающая между металлом и окружающей средой при наступлении равновесия,  называется равновесным электродным потенциалом, обозначается Е.

Записывается: Окисленная форма | восстановленная форма

Zn²⁺ | Zn;    Cu²⁺ | Cu

Знак потенциалу приписывают тот, который возникает на металле в двойном электрическом слое.

Потенциал определяется:

1. природой металла;

2. температурой раствора;

3. концентрацией ионов металла в растворе.

Эта зависимость выражается уравнением Нернста (1888 г.)

Е = Е₀ + RT/nF ∙ lnC_ме

Е – электродный потенциал металла (в вольтах);

C_ме – молярная концентрация ионов металла, моль/л

Е₀ – электродный потенциал при C _ме = 1моль/л

R – универсальная газовая постоянная 8,31 Дж/моль∙К

n – заряд иона металла

F – число Фарадея = 96500 кл

При Т= 298 К (25◦ С): Е = Е₀ + о.059/n ∙ lnC_ме

Е₀ – стандартный электронный потенциал.

Вместо C_ме может быть использована активность.

Е₀ = Е, при C _ме (а) = 1моль/л

Измерить величину Е отдельного электрода нельзя. Е измеряют относительно стандартного водородного электрода, который принимается за ноль.