Материал: полезная метода
3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ → 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O или 3C0 + 4NO3- + 4H+ → 3CO2 + 4NO + 2H2O
2)
3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3P+5O4 + 5N+2O
электронный баланс: |
|
|
|
P0 - 5ē → P+5 |
3 |
|
|
N+5 + 3ē → N+2 |
5 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
P0 + 4H2O - 5ē →PO43- + 8H+ |
|
3 |
|
|
|||
NO3- + 4H+ + 3ē → NO+ 2H2O |
|
5 |
|
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– |
|
|
|
3P0 + 12H2O + 5NO3- + 20H+ → 3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O или 3P0 + 2H2O + 5NO3- → 3PO43- + 4H+ + 5NO
Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях может быть и окислителем и восстановителем.
1.Обычно пероксид водорода используют как окислитель:
H2O2 + 2HI-1 → I20 + 2H2O
электронный баланс: |
|
|
|
2I- - 2ē → I20 |
1 |
|
|
[O2]-2 + 2ē → 2O-2 |
1 |
|
|
метод полуреакций: |
|
|
|
2I- - 2ē → I20 |
|
|
1 |
|
|||
H2O2 + 2H+ + 2ē → 2H2O |
|
1 |
|
–––––––––––––––––––––– |
|
|
|
2I- + H2O2 + 2H+ → I2 + 2H2O |
|||
При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.
5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 → 5O20 + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O
электронный баланс:
[O2]-2 - 2ē→ O20 5
111
Mn+7 + 5ē → Mn+2 2
метод полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O 2 |
|
H2O2 - 2ē → O2 + 2H+ |
5 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+ или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
§4. Окислительно-восстановительный потенциал.
Окислительную способность веществ характеризует окислительновосстановительный потенциал E. В справочниках приведены стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Eo, измеренные относительно обратимого водородного электрода.
В любой окислительно-восстановительной реакции как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, имеются сопряженные пары окислитель-восстановитель. Направление окислительновосстановительной реакции обусловливает тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше.
Например, в смеси веществ: K2Cr2O7, HCl, CrCl3, Cl2 окислителями являются K2Cr2O7 и Cl2. Их стандартные окислительно-восстановительные потенциалы соответственно равны:.
Cr2O7 |
2– + 14H+ +6e = 2Cr 3+ + 7H2O |
Eo= +1,33В |
Cl2 +2e = 2Cl– |
Eo = +1,36В |
|
У хлора стандартный электродный потенциал выше, следовательно в стандартных условиях он является более сильным окислителем, чем дихромат калия. Соответственно в смеси веществ при стандартных условиях должна идти реакция:
2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O → K2Cr2O7 + 14HCl
Окислительно-восстановительные реакции протекают самопроизвольно, если разность стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя, или э.д.с. окислительно-восстановительной реакции
E = φox – φred > 0.
112
§4. Примеры решения типовых задач
1. Составление уравнений реакций межмолекулярного окисления -- восстановления.
Составьте уравнение реакции
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + + H2O.
Решение К межмолекулярным окислительно-восстановительным реакциям относятся реакции, в которых меняются степени окисления атомов элементов в молекулах (ионах) разных веществ.
Изменение степеней окисления реагирующих веществ принято изображать с помощью электронно-ионных схем реакций. В электронноионную схему реакции кроме частиц, подвергшихся окислительновосстановительному изменению, включаются молекулы и ионы, характеризующие среду: кислую ион Н+, щелочную ион ОН-, нейтральную молекулы Н2О. Электронно-ионные уравнения составляют отдельно для окислительного и восстановительного процессов. Для данной реакции электронно-ионная схема имеет вид:
NO2 + H2O - 2e → NO3- + 2H+ (окисление)
MnO4 + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O (восстановление)
Число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем. Исходя из равенства отданных и принятых электронов, определяем основные коэффициенты уравнения:
NO2 + H2O - 2e → NO3 + 2H+ |
| 5 |
MnO4 + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O |
2 |
В реакции пять молей нитрита натрия окисляются двумя молями перманганата калия. Складываем алгебраически уравнения, выражающие процесс окисления и восстановления. Электронно-ионный баланс реакции:
5NO2 –10e + 5H2O +2MnO4 +10e +16H+ → 5NO3 + 10H+ +2Mn2++8H2O
После преобразований получаем:
5NO2 + 2MnO4 + 6H+ → 5NO3 + 2Mn2+ + 3H2O.
Окончательный вид уравнения реакции:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5NaNO3 + 2MnSO4 + + K2SO4 ++3H2O.
Признаком правильности подбора коэффициентов уравнения является одинаковое число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций диспропорционирования.
Составьте уравнение реакции диспропорционирования азотистой кислоты.
Решение Реакция диспропорционирования заключается в том, что молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как
113
окислитель и восстановитель, так как в них содержатся атомы элементов с промежуточной степенью окисления, способные отдавать и принимать электроны. Схема реакции диспропорционирования азотистой кислоты в молекулярном виде:
HNO2 + HNO2 → HNO3 + NO + H2O |
|
|
Электронно-ионная схема реакции: |
|
|
(окисление) |
NO2 + H2O - 2e → NO3 + 2H+ |
| 1 |
(восстановление) |
NO2 + 2H+ + e → NO + H2O |
2 |
Электронно-ионный баланс реакции:
NO2 - 2e + H2O + 2NO2 + 2e + 4H+ → NO3 + 2H+ + + 2NO + 2H2O
3NO2 + 2H+ → NO3 + NO + H2O
Таким образом, из каждых трех молекул азотистой кислоты в двух азот (+3) проявляет окислительные свойства, а в одной восстановительные. Окончательный вид уравнения реакции диспропорционирования азотистой кислоты:
3HNO2 → HNO3 + NO + H2O.
3. Составление уравнений реакций внутримолекулярного окислениявосстановления.
Составьте уравнение реакции внутримолекулярного окислениявосстановления дихромата аммония.
Решение
Кэтому виду реакций относят такие реакции, в которых окислитель
ивосстановитель находятся в составе одной и той же молекулы. Схема реакции внутримолекулярного окисления-восстановления дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в отсутствие воды, применяется метод электронного баланса.
Схема электронного баланса реакции:
(окисление) |
2N3 6e → N2 |
||
(восстановление) |
2Cr6+ + 6e → 2Cr3+ |
||
|
|
|
|
2N3 + 2Cr6+ → N2 + 2Cr3+
По числу атомов водорода в молекуле (NH4)2Cr2O7 определяем, что при разложении 1 моль дихромата аммония образуется 4 моль воды. В окончательном виде уравнение реакции:
(NH4)2Cr2O7→ N2 + Cr2O3 + 4H2O.
4. Определение направления окислительно-восстановительной реакции по значению окислительно-восстановительных потенциалов реагирующих веществ.
Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать
114
K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях: |
|
||
а) 2F – 2e → F2, |
0 |
= 2,85B; |
|
б) 2Cl – 2e → Cl2, |
0 |
= 1,36B; |
|
в) 2Br – 2e → Br2, |
0 |
= 1,06B; |
|
г) 2I – 2e → I2, |
0 |
= 0,54B. |
|
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал 0 |
системы |
||
Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O равен 1,33 В |
|
||
Решение |
|
|
|
Мерой окислительно-восстановительной способности |
веществ |
||
служат их окислительно-восстановительные потенциалы (табл.). Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительновосстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его окислительные свойства, а чем меньше алгебраическое значение окислительно-восстановительного потенциала атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.
Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-
восстановительного гальванического элемента равна: E 1 2 где |
10, |
20 соответственно потенциалы окислителя и восстановителя. Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования
K2Cr2O7 |
|
в качестве окислителя определим ЭДС следующих |
||||||||||||
гальванических элементов: |
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
3+ |
Е = 1,33 - 2,85 = – 1,52В; |
||
F2 F Cr2O7 |
|
Cr |
3+ |
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
Cr |
Е = 1,33 - 1,36 = – 0,03В; |
||||
Cl2 Cl Cr2O7 |
|
|
3+ |
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
Е = 1,33 - 1,06 =+0,27В; |
|||
Br2 Br Cr2O7 |
|
|
Cr |
|||||||||||
J |
J Cr |
2 |
O |
7 |
2 Cr3+ |
|
Е = 1,33 - 0,54 = +0,79В. |
|||||||
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя |
|||||||||||||
только для процессов: 2Br – 2e → Br2; |
2I – 2e = I2. |
|||||||||||||
§5. Задачи для самостоятельного решения
1. Составьте электронно-ионные схемы и закончите уравнения следующих
реакций:
а) H2S + HNO3 = S + NO2 + ...
б) HClO3 = НClO2 + HClO4 + ...
в) KClO3 = O2 + КCl
г) HIO3 + H2O2 = I2 + O2 + H2O
д) NaBr + MnO2 + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + ...
е) Al + HNO3 = NH4NO3 + ...
115