1 курс / Химия / Neposlushny_elektron

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Пример 3. Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и сульфатом железа(II) в присутствии серной кислоты методом электронноионного баланса (методом полуреакций).

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4

Теперь логика рассуждений строится на том, каковы химические свойства реагирующих веществ. Очевидно, что KMnO4 – окислитель, в кислой среде (H2SO4) восстанавливается до иона Mn2+ (запомнили). Восстановителем является катион железа Fe2+, который превращается окисленную форму – катион железа Fe3+ (окисляться больше нечему, а из школьного курса известно, что железо проявляет в химических соединениях валентности II и III). Таким образом, проблему предсказания восстановленной и окисленной форм мы решили.

Окисление: Fe2+ - 1e- = Fe3+.

Восстановление: (1*) MnO4- + H+ (среда) Mn2+

Теперь постараемся из выражения (1*) получить полноценное уравнение. Для этого считаем, что протоны соединяются с атомами кислорода перманганат-иона и образуют воду. Образуется 4 молекулы воды по числу атомов кислорода в левой части уравнения, для чего необходимо израсходовать 8 протонов. Теперь используем закон сохранения заряда для (4*): заряд левой части уравнения равен 8 – 1 = +7, а заряд правой части уравнения равен +2. Следовательно в левую часть уравнения необходимо прибавить 5 электронов.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Составляем электронный баланс: уравнение окисления необходимо умножить на 5, а уравнение восстановления на 1. Умножаем и складываем.

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O.

С химической точки зрения полученное выражение – краткое ионное уравнение ОВР.

Для того, чтобы получилось молекулярное уравнение ОВР сначала получим из краткого ионного уравнения полное. Для этого необходимо в левую часть добавить те ионы, которые получаются при диссоциации реагентов: из перманганата калия образуется K+, из серной кислоты и сульфата железа(II) – соответствующее количество сульфат-ионов.

K+ + MnO4- + 8 H+ + 4 SO42- + 5 Fe2+ + 5 SO42- = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O + K+ + 9 SO42-.

Теперь из полного ионного составляем молекулярное уравнение.

2 KMnO4 + 5 FeSO4 + 8 H2SO4 = 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O.

Определяем окислитель и восстановитель.

Замечание: в методе электронно-ионного баланса химик работает с реально существующими частицами – молекулами и ионами, следовательно, сильные электролиты существуют в виде ионов (диссоциируют), слабые – в молекулярной форме, а при записи ионов следует указывать заряд, т.е. сначала цифра, затем знак.

Пример 4. Составьте уравнение реакции между растворами перманганата калия и сульфида натрия.

KMnO4 + Na2S + H2O

В данной реакции окислителем выступает перманганат калия в нейтральной среде (вода), продуктом его восстановления является оксид марганца(IV). Восстановление: MnO4-

MnO4- + 2 H2O + 3e- MnO2 + 4 OH-.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Для сульфид-иона можно предложить три возможных продукта окисления: сера, сульфит-ион и сульфат-ион. Сульфит-ион также обладает восстановительными свойствами – и будет окисляться перманганатом калия, поэтому его написание будет ошибкой. А вот написать в качестве продукта реакции серу (осадок) или сульфат-ион (максимальная степень окисления серы, более глубокое окисление невозможно) вполне допустимо. На практике возможны оба превращения в зависимости от условий.

В первом случае: Краткое ионное уравнение

2 MnO4- + 4 H2O + 3S2- 2 MnO2 + 3 S0 + 8 OH-.

Полное ионное уравнение

2 K+ + 2 MnO4- + 4 H2O + 3 S2- + 6 Na+ 2 MnO2 + 3 S0 + 8 OH- + 6 Na+ + 2 K+.

Молекулярное уравнение.

2 KMnO4 + 3 Na2S + 4 H2O 2 KOH + 2 MnO2 + 6 NaOH + 3 S.

Со вторым случаем (окисление сульфид-иона в сульфат-ион) рекомендуется разобраться самостоятельно.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Электроды. Окислительно-восстановительный потенциал.

Направление окислительно-восстановительных реакций.

Пару окисленная форма/восстановленная форма называют электродом и обозначают, например, а) MnO4-/Mn2+ или б) Fe3+/Fe0. Данное обозначение эквивалентно реакции восстановления перманганат-иона до катиона Mn2+ или катиона Fe3+ до Fe0.

Представим себе очень простой случай: пластинку железа (другого металла), помещенную в водный раствор соли железа (другого металла). Обратим внимание на границу раздела фаз «пластинка» – « раствор». Кристаллическая фаза, образована катионами и атомами, слои которых связаны между собой посредством электронного газа (металлическая кристаллическая решетка). Поскольку в кристаллической решетке присутствуют катионы, можно было ожидать, что они перейдут в раствор, однако этого не происходит – сольватация недостаточная, поэтому молекулы воды не в состоянии вытащить катион из кристаллической решетки – электронный газ не пускает. Тем не менее, как мы знаем из физики, любой точечный заряд формирует вокруг себя сферически симметричное электрическое (электромагнитное поле). При наличии многих зарядов электрическое поле представляет собой некоторую суперпозицию полей от каждого заряда. Характеристикой электрического поля является потенциал, соответственно, из простых соображений физики мы делаем вывод, что наша система железная пластинка/раствор соли железа обладает некоторым потенциалом.

Иными словами, характеристикой электрода является потенциал.

Для того, чтобы сравнивать между собой разные электроды, введено понятие о стандартном электродном потенциале E0 (нолик указывает на стандартные условия) – это потенциал электрода при давлении газов, равном атмосферному, температуре 298 К и концентрациях ионов, равных 1М.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Очевидно, что слово «стандартный» означает, что значения данных стандартных окислительно-восстановительных потенциалов в водных растворах при 25oC могут быть найдены в таблице.

Например, E0 Fe3+/Fe2+ = +0,77 B, E0 MnO4-/Mn2+ = +1,51 B и т.д.

Замечание. Стандартные электродные потенциалы всегда приведены для процесса восстановления, т.е. Ox + ne- = Red, где Ox – окисленная (oxidized), а Red – восстановленная (reduced) форма. Если Вам требуется потенциал для реакции окисления (отдачи электронов), необходимо изменить знак потенциала на противоположный.

Таким образом, с точки зрения физики, когда Вы вводите в контакт два электрода с разными потенциалами, возникает движение электронов (электрический ток), направленное на то, чтобы выровнять значения потенциалов, а с точки зрения химии происходит перенос электрона с одного вещества (восстановителя) к другому (окислителю).

На основании значений электродных потенциалов можно предсказать направление окислительно-восстановительной реакции. Рассмотрим на простейшем примере: в какую сторону будет происходить химическая реакция между медью и солью цинка и между цинком и солью меди(II).

Пример 5. Cu2+ + Zn0 Zn2+ + Cu0. Определите направление процесса. Ответ на этот вопрос связан с величинами стандартных потенциалов.

Так для полуреакции

Zn2+ + 2e- = Zn0, E0 Zn2+/Zn0 = - 0,76 В

Cu2+ + 2e- = Cu0, E0 Cu2+/Cu0 = + 0,34 В

ОВР самопроизвольна, если разность потенциалов больше 0.

Тогда самопроизвольным процессом будет ОВР, составленная из окисления металлического цинка катионом меди(II):

Cu2+ + Zn0 Zn2+ + Cu0.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

В заключение обращу Ваше внимание на то, что величина электродного потенциала характеризует способность катиона металла присоединять электроны (чем потенциал больше, тем катион активнее) и способность атома металла отдавать электроны (чем потенциал меньше, тем металл активнее). Если расположить металлы в порядке возрастания величин электродных потенциалов, то получится ряд, который начинается литием, а заканчивается золотом:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Ag Hg Pt Au

Данный ряд получил название электрохимический ряд напряжений металлов.