Категории:

Дом Здоровье Зоология Информатика Искусство Искусство Компьютеры Кулинария Маркетинг Математика Медицина Менеджмент Образование Педагогика Питомцы Программирование Производство Промышленность Психология Разное Религия Социология Спорт Статистика Транспорт Физика Философия Финансы Химия Хобби Экология Экономика Электроника

Степень окисления. Окислители и восстановители. Методы подбора коэффициентов. Виды окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Уравнение Нернста. Направление протекания реакций ОВР.

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к её понижению у окислителя.Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов, несущих эти функции. Например:

N⁵⁺(HNO₃) , S⁶⁺(H₂SO₄) – проявляют только окислительные свойства;

проявляют окислительные и восстановительные свойства

N^3–(NH₃) , S^2–(H₂S) – проявляют только восстановительные свойства;

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции:

валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1. Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NН₃, HNO₂, НNО₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, МnО₂, КМnO₄ определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение. Степень окисления n (N) в указанных соединениях соответственно равна:

– 3 (низшая), + 3 (промежуточная), + 5 (высшая);

n (S) соответственно равна: – 2 (низшая), + 4 (промежуточная), + 6 (высшая);

п (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая).

Отсюда:

	– только восстановители;
	– только окислители;
	– окислители и восстановители.

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: a) H₂S и HI; б) H₂S и Н₂SО₃; в) H₂SO₃ и НСlO₄?

Решение. а) Определяем степень окисления: n (S) в H₂S = – 2; n (I) в HI = – 1. Так как и сера и йод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n (S) в H₂S = – 2 (низшая); n (S) в H₂SO₃ = + 4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ будет окислителем; в) n (S) в H₂SO₃ = + 4 (промежуточная); n (Сl) в НСlO₄ = + 7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H₂SO₃ в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

Пример 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель 5|Р⁺³-2е=Р⁺⁵ | процесс окисления

окислитель 2|Мn⁺⁷+5е=Mn⁺² | процесс окисления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

2KMnO₄ + 5H₃PO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

1. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НСl, НClO₃, НСlO₄ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

КВr + КBrО₃ + Н₂SO₄ → Вr₂ + К₂SO₄ + Н₂О.

2. Реакции выражаются схемами:

Р + НIO₃ + Н₂О → H₃РО₄ + HI

H₂S + Cl₂ + Н₂O → H₂SO₄ + HCl

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

3. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:

As^3– → As⁵⁺; N³⁺ → N^3–; S^2– → S⁰.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Na₂SO₃ + КМnO₄ + Н₂О → Na₂SO₄ + МnО₂ + КОН

4. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PН₃, Н₃РO₄, Н₃РО₃ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме PbS + HNO₃ → S + Рb(NО₃)₂ + NO + H₂O

5*. KMnO₄ + Nа₂SО₃ + КОН → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + Н₂О

Р + НNО₃ + Н₂О → Н₃РО₄ + NO

6. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:

Мn⁶⁺ → Mn²⁺; Cl⁵⁺ → Cl^–; N^3– → N⁵⁺.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Cu₂O + HNO₃ → Сu(NО₃)₂ + NО + Н₂O.

7*. НNO₃ + Са → NH₄NО₃ + Са(NО₃)₂ + Н₂О

K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

8. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К₂Сr₂O₇, KI и Н₂SO₄ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

NaCrO₂ + РbO₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + Na₂PbO₂ + Н₂О

9*. H₂S + Cl₂ + H₂O ? H₂SO₄ + HCl

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → S + Сr₂(SO₄)₃ + К₂SО₄ + Н₂О

10*. KClO₃ + Na₂SO₃ → KCl + Na₂SO₄

KMnO₄ + HBr → Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O

11*. P + HClO₃ + H₂O → H₃PO₄ + HCl

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃AsO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

12*. NaCrO₂ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

FeS + HNO₃ → Fe(NO₃)₂ + S + NO + H₂O

13*. HNO₃ + Zn → N₂O + Zn(NO₃)₂ + H₂O

FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

14*. K₂Cr₂O₇ + HCl → Cl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O

Au + HNO₃ + HCl → AuCl₃ + NO + H₂O

15. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NН₃ и КМnO₄; б) HNO₃ и HI; в) HCl и H₂Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

16*. HCl + CrO₃ → Cl₂ + CrCl₃ + H₂O

Cd + KMnO₄ + H₂SO₄ → CdSO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

17*. I₂ + NaOH → NaOI + NaI

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O

18*. H₂SO₃ + HClO₃ → H₂SO₄ + HCl

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

19*. I₂ + Cl₂ + H₂O → HIO₃ + HCl

FeCO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

20. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) PH₃ и HBr б) K₂Cr₂O₇ и H₃PO₃ в) HNO₃ и H₂S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

AsH₃ + HNO₃ → H₃AsO₄ + NO₂ + H₂O

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ*

Электродные потенциалы. Двойной электрический слой. Стандартные электродные потенциалы. Ряд напряженности металлов. Два вывода , сделанные по ряду напряженности металлов.

При решении задач этого раздела см. табл.1.

Стандартным электродным потенциалом, металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 г-ион/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е⁰ = 0; ΔG⁰ = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е⁰), получаем так называемый “ряд напряжений”.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность,

Таблица 1 - Стандартные электродные потенциалы Е⁰ некоторых металлов (ряд напряжений)

Электрод Е⁰, В Электрод E⁰, В

Li⁺/Li Rb⁺/Rb K⁺/K Cs⁺/Cs Ba²⁺/Ba Ca²⁺/Ca Na⁺/Na Mg²⁺/Mg Al³⁺/Al Ti²⁺/Ti Zr⁴⁺/Zr Mn²⁺/Mn V²⁺/V Cr²⁺/Cr Zn²⁺/Zn Cr³⁺/Cr Fe²⁺/Fe – 3,045 – 2,925 – 2,924 – 2,923 – 2,90 – 2,87 – 2,714 – 2,37 – 1,70 – 1,603 – 1,58 – 1,18 – 1,18 – 0,913 – 0,763 – 0,74 – 0,44 Cd²⁺/Cd Co²⁺/Co Ni²⁺/Ni Sn²⁺/Sn Pb²⁺/Pb Fe³⁺/Fe 2H⁺/H₂ Sb³⁺/Sb Bi³⁺/Bi Cu²⁺/Cu Cu⁺/Cu Hg₂²⁺/2Hg Ag⁺/Ag Hg²⁺/Hg Pt²⁺/Pt Au³⁺/Au Au⁺/Au – 0,403 – 0,277 – 0,25 – 0,136 – 0,127 – 0,037 – 0,000 + 0,20 + 0,215 + 0,34 + 0,52 + 0,79 + 0,80 + 0,85 + 1,19 + 1,50 + 1,70

а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е⁰, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы. И наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента, Протекает в направлении, в котором э. д. с. элемента имеет положительное значение. В этом случае

ΔG⁰ < 0, так как ΔG⁰= – nFE⁰.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем у кобальта (табл.4). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 г-ион/л, а кобальта – 0,1 г-ион/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где E⁰ – стандартный электродный потенциал; п – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, г-ион/л. Е⁰ для никеля и кобальта соответственно равны – 0,25 и – 0,277В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях:

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен – 2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в г-ион/л.

Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1):

Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 г-ион/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его э. д. с.

Решение. Схема данного гальванического элемента

(-) Мg|Mg⁺²||Zn⁺²|Zn (+)

Вертикальная черта обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две черточки – границу раздела двух жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (– 2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Mg-2e=Mg⁺² (1)

Цинк, потенциал которого – 0,763 В, – катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn⁺²+2e=Zn (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, которая лежит в основе работы данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Mg + Zn⁺² = Mg⁺² + Zn

Для определения электродвижущей силы – э. д. с. гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 г-ион/л, то э. д. с. элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

21. В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили: в первый цинковую пластинку, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярное уравнения соответствующей реакции.

22. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSO₄; б) MgSO₄; в) Рb(NО₃)₂? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

23. При какой концентрации ионов Zn²⁺ (в г-ион/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала. Ответ: 0,30 г-ион/л.

24. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) AgNO₃; б) ZnSO₄; в) NiSO₄? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

25. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал – 1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Mn²⁺ в г-ион/л. Ответ: 1,89.10² г-ион/л.

26. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO₃ составил 95% от величины его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag⁺ в г-ион/л? Ответ: 0,20 г-ион/л.

27. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni(NO₃)₂ и Со(NO₃)₂, В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковыми? Ответ:

28. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

29. При какой концентрации ионов Сu²⁺ в г-ион/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного элемента?

Ответ: 1,89 · 10^–12 г-ион/л.

30. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных первый в 0,01н., а второй, – в 0,1 н. растворы AgNO₃. Ответ: 0,058 В.

31. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э.д.с. гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод – в 0,01 М растворе сульфата никеля. Ответ: 0,029 В.

32. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Pb²⁺] = [Mg²⁺] = 0,01 г-ион/л. Изменится ли э. д. с. этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244 В.

33. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

34. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.

35. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите э. д. с. гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg²⁺] = [Cd²⁺] = 1 г-ион/л. Изменится ли величина э. д. с., если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 г-ион/л? Ответ: 1,967 В.

36. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (в г-ион/л), чтобы э.д.с. элемента стала равной нулю, если [Zn²⁺] = 0,001 г-ион/л?

Ответ: 7,3 · 10^–15 г-ион/л.

37. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Pb

Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите э. д. с. этого элемента, если [Ni²⁺] = 0,01 г-ион/л, [Pb²⁺] = 0,0001 г-ион/л. Ответ: 0,066 В.

38. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

39. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий-никелевого аккумулятора?

40. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого аккумулятора?

ЭЛЕКТРОЛИЗ

123 4 5 6

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-22

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...