Окислительно-восстановительный потенциал.

       Направление окислительно-восстановительной реакции

Окислительную способность веществ характеризует окислительно-восстановительный потенциал Е⁰, размерность – вольт. Существуют справочные данные, в которых приведены стандартные окислительно-восстановительные потенциалы , измеренные относительно
обратимого водородного электрода. За точку отсчета потенциалов принята полуреакция 2H⁺ + 2ē ® H₂, для которой Е⁰ = 0 B.

В любой окислительно-восстановительной реакции как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, имеются сопряженные пары окислитель-восстановитель. Направление окислительно-восстанови­тельной реакции обусловливает тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше.

Окислительно-восстановительные реакции протекают самопроизвольно, если разность стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя больше нуля (  или по изменению энергии Гиббса реакции ().

По известному значению  можно вычислить энергию Гибба  и константу равновесия К_р окислительно-восстановительной реакции:

 

                           ,                           (10.1)

 

где – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·град);  – абсолютная температура, К;  – число электронов, участвующих в электродном процессе;  – постоянная Фарадея; 96500 Кл/моль.

 

Окислительно-восстановительные эквиваленты

 

Окислители и восстановители в реакциях реагируют друг с другом в эквивалентных количествах.

Молярная масса эквивалента определяется по формуле

 

                            ,                                 (10.2)

 

где  – молярная масса окислителя или восстановителя;  – число электронов, перемещаемых одной молекулой.

Метод электронного баланса

При уравнивании окислительно-восстановительных реакций в основе процесса подбора коэффициентов лежит закон сохранения материи: равенство числа атомов каждого элемента и равенство чисел отданных и принятых электронов.

Порядок уравнивания

1. Написать реакцию в молекулярной форме (пример): .

2. Определить степени окисления элементов, выбрать, для каких элементов степени окисления меняются: .

3. Составить схемы электронных переходов для элементов изменивших свои степени окисления в ходе реакций и определить окислитель, восстановитель:

 – процесс окисления;

 – процесс восстановления.

 – восстановитель;  – окислитель.

4. Уравнять число отданных и полученных электронов с помощью соответствующих множителей М, найденных с помощью наименьшего общего кратного (НОК) для числа отданных в процессе окисления и принятых в процессе восстановления электронов:

5. Перенести полученные коэффициенты в уравнение реакции перед окислителем и его восстановленной формой и восстановителем и его окисленной формой. Затем уравнять катионы и анионы, далее уравнять водород и проверить материальный баланс по кислороду, если баланса нет, следует проверить правильность определения степеней окисления элементов, изменившие свое состояние в левой и правой части уравнения: .

 

Примеры решения задач

 

Пример 1. Составить электронные уравнения, подобрать коэффициенты для окислительно-восстановительной реакции:

.

Решение. Коэффициенты определим методом электронного баланса, для этого расставим степени окисления для каждого атома в соединениях, пользуясь правилами на странице:

.

Составим электронные уравнения, т.е. выпишем атомы (в уравнении они выделенные жирным шрифтом), изменившие степени окисления и определим окислительно-восстановительные процессы:

;

.

Для составления общего уравнения реакции необходимо уравнять число отданных и принятых электронов, по НОК (см. выше) и сложить полуреакции с учетом коэффициентов

                        _______________________________

Перенесем коэффициенты в уравнение реакции:

.

Переход к молекулярному уравнению осуществляется за счет равенства атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения:

.

Признаком правильного подбора коэффициентов уравнения является баланс по кислороду левой и правой частей уравнения: 24 = 24.

 

Пример 2. Указать, каким является приведенный процесс  – окислительным или восстановительным, – и рассчитать молярную массу эквивалента восстановителя (окислителя).

Решение. ,  – процесс окисления, а  – восстановитель, по формуле (10.2) определяем молярную массу восстановителя:

 г/моль.

Пример 3. Определить, с каким галогенидом калия возможная реакция в прямом направлении.

2КГ_(р) + 2FeCl_3(р) = Г₂ + 2КCl_(р) + 2FеCl_2(р),

где Г – галогены (F, Сl, Вr, I).

Решение. Расставим степени окисления:

2К⁺Г^– + 2Fe⁺³  (р) = Г₂⁰ + 2Fe⁺²  + 2К⁺Cl^–;

;

.

По справочным данным находим значения потенциалов  для электродных реакций:

	= +0,77 B
	= +2,86 В
	= +1,36 В
	= +1,07 В
	= +0,54 В

вычислим разницу  реакции с участием галогенидов для:

;

;

;

Полученные результаты означают, что только иодид калия восстанавливает FeCl₃, так как .

Окислительные свойства галогенов ослабевают в ряду F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.

 

10.3. Индивидуальные задания

 

Составить электронные уравнения (табл. 10.1), подобрать коэффициенты для окислительно-восстановительной реакции, рассчитать молярные массы эквивалентов окислителя или восстановителя (см. табл. 10.1 столбец А (о – окислитель, в – восстановитель)) и энергию Гиббса. Определить возможность протекания реакции в прямом направлении.

Таблица 10.1

Варианты контрольного задания

 

Вариант	Уравнения реакций	А	, В	, в
261		о	0,77	1,51
262		в	0,357	–1,179
263		o	–1,847	1,09
264		o	0,564	–0,502
265		в	0,17	–1,179
266		в	–0,502	0,536
267		в	0,149	1,065
268		в	0,564	0,06
269		в	–0,48	1,509
270		o	0,60	1,451
271		o	–1,179	–0,89
272		o	–3,045	0,87
273		o	–1,179	0,06
274		в	0,536	–3,04
275		в	0,149	0,48
276		в	0,536	1,776
277		в	0,149	0,48
278		o	–1,55	–0,89
279		o	1,359	1,15
280	→	о	0,564	2,2
281		о	0,771	1,35
282		в	0,01	1,477
283		o	–0,126	0,957
284		в	1,507	1,694
285		в	–0,45	0,65
286		o	–0,037	0,957
287		o	0,536	1,333
288		o	0,799	0,78
289		в	–0,037	0,149
290		o	0,536	0,89