32. Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

еакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H⁺ — кислая среда, OH^— — щелочная среда и H2O – нейтральная среда.

Пример.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO32- + MnO4— + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H2O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO4— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn2+. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4—, который, соединяясь с H+ образует воду:

MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O

Восстановитель SO32- — окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO42- содержит больше кислорода, чем исходный SO32-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H+:

SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления

SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+ |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO4— + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO4— + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

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

Классификация ОВР.

1) Межмолекулярные – в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2) Внутримолекулярные – в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

KClO3 = KCl + O2

3) Диспропорционирование – атомы одного и того же элемента являются и окислителем и восстановителем.

Cl2 + H2O = HCl + HClO

33. Электрохимические процессы. Электродный потенциал. Стандартные электродные потенциалы. Водородный электрод.

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими процессами. Эти процессы гетерогенные и характеризуются переносом заряда и вещества через границу раздела фаз электрод – электролит. Электрохимические процессы — основа электрохимических технологий.

Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическим.

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлен

переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Стандартные электродные потенциалы

Ряд стандартных электродных потенциалов составлен в порядке увеличения алгебраического значения стандартных , электродных потенциалов металлов Е0.

Стандартный электродный потенциал — это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н⁺ и ионов испытуемого металла Meⁿ⁺ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях (298К, 101кП). Ряд стандартных электродных потенциалов служит для сравнительной характеристики свойств атомов и ионов металлов в растворе.

Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н+ + 2e− = H2, то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде.