Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

Читайте также:
  1. I. Общие методические приемы и правила.
  2. II. Правила заключения договоров и оформления
  3. II. Специальные методические приемы и правила.
  4. IV. Общие правила ведения взрывных работ
  5. IV. Правила прийому до вищого навчального закладу
  6. IV. ПРАВИЛА ПРОВЕДЕНИЯ СОРЕВНОВАНИЙ
  7. IX. Правила перевозки опасных грузов

А) Метод электронного баланса применяется для уравнивания окислительно-восстановительных реакций, происходящих в газовой или твердой фазе. Операция поиска коэффициентов для уравнивания состоит из нескольких стадий.

1-я стадия. Определение степени окисления всех атомов химических элементов, входящих в состав соединений.

2-я стадия. Составление схем процессов окисления и восстановления. Алгебраическая разность значений степеней окисления каждого атома слева и справа в схеме указывает на число отданных (окисление) или принятых (восстановление) электронов. Рассчитанное число ē с соответствующим знаком (+ или -) записывается над стрелкой в каждой строке.

3-я стадия. Установление электронного баланса введением множителей по наименьшему кратному для коэффициентов процессов окисления и восстановления.

4-я стадия. Перенос найденных коэффициентов в схему уравнения реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях, проверка полного уравнения окислительно-восстановительной реакции.

Б) Метод электронно-ионного баланса (метод полу реакций) применяется для уравнивания окислительно-восстановительных процессов, происходящих в растворах, включая и реакции с участием органических веществ. Процессы окисления и восстановления рассматриваются как самостоятельные реакции, каждая из которых отражает половину полного уравнения окислительно-восстановительного процесса. В процессах окисления и восстановления участвуют ионы и молекулы растворителя (Н+, ОН и Н2О). Операция поиска коэффициентов для уравнивания также состоит из нескольких стадий.

1-я стадия. Написание схемы окислительно-восстановительной реакции в молекулярно-ионном виде, определение зарядов ионов с учетом основных положений теории электролитической диссоциации (слабые электролиты и малорастворимые вещества остаются в записи в молекулярном виде).

2-я стадия. Составление молекулярно-ионных схем полу реакций раздельно для окислительного и восстановительного процессов.

3-я стадия. Уравнивание полу реакций установлением баланса атомов всех элементов и баланса зарядов в левой и правой части уравнений. При этом выполняется следующий порядок:

а) сначала уравнивание числа атомов каждого элемента в левой и правой части полу реакций, без учета атомов кислорода;

б) уравнивание атомов кислорода (именно они выступают переносчиками зарядов в водной среде) с учетом условий кислотности или основности среды, в которой протекает процесс. Если среда кислотная, то в той части уравнения полу реакции, где недостаток кислородных атомов, дописываются молекулы воды Н2О в количестве недостающих атомов кислорода. В противоположной части уравнения дописываются катионы водорода Н+, их число вдвое превышает число молекул Н2О.

Если среда основная или нейтральная, то в той части уравнения полу реакции, которая испытывает дефицит атомов кислорода, вписываются гидроксид-ионы ОН- в количестве, вдвое превышающем число недостающих атомов кислорода. Противоположная часть уравнения полу реакции дополняется молекулами воды, их количество регулируется балансом по кислороду и водороду;

в) число электронов в каждой полу реакции равно алгебраической сумме зарядов ионов левой и правой части уравнения, его записывают с указанием знака (+ или -).

4-я стадия. Установление баланса электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления по наименьшему общему кратному, почленное суммирование уравнений полу реакций и балансирование уравнения полной реакции в молекулярно-ионном виде.

5-я стадия. Перенос полученных коэффициентов в основное молекулярное уравнение и уравнивание остальных веществ, не участвовавших в окислительно-восстановительном процессе.

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы φOx/Red(значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов φ0Ox/Redприведены в таблице № 1 Приложения). Если условия, при которых находятся вещества, отличны от стандартных (Т0 = 298 К, Р0 = 101 кПа, aOx = aRed = 1 моль/кг) или когда окисленная и восстановленная формы имеют неодинаковую активность ионов, то их потенциалы рассчитываются по уравнению Петерса:

, (3)

где Т - температура процесса; R – универсальная газовая постоянная Ридберга, R = 8,31 (кПа·л/моль·К); N – число электронов, участвующих в окислительном или восстановительном процессе; F – постоянная Фарадея, F = 96500 (А·с/моль). ∏ а Ox и ∏ а Red- произведения активных концентраций всех участников окислительного и восстановительного процессов, находящихся в окисленной и восстановленной формах, соответственно, с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнениях полу реакций. Физические константы R и F, T (если температура стандартная и равна 298,15 К) и коэффициент перехода от натурального логарифма ℓn к десятичному ℓg, равный 2,303, можно объединить в одну постоянную, и тогда уравнение Петерса примет упрощенный вид:

, (4)

Или при температуре Т. (5)

В сильно разбавленных растворах, когда коэффициент активности f a → 1, , уравнение Петерса преобразуется в приближенное:

, (6)

а при стандартных условиях

.

По потенциалам окислительной и восстановительной систем можно составить уравнение любого окислительно-восстановительного процесса, определить направление окислительно-восстановительной реакции, придерживаясь при этом следующего принципа.

Чем больше алгебраическая величина окислительно-восстановительного потенциала вещества, атома или иона, тем больше выражены его окислительные свойства, а чем меньше величина потенциала, тем больше восстановительная способность вещества, атома или иона.

Для определения направления протекания окислительно-восстановительной реакции рассчитывают разность потенциалов веществ, участвующих в процессе, и если Δφ>0, процесс протекает самопроизвольно:

∆φ = φ2Ox/Red – φ1Ox/Red, ∆φ> 0. (7)

Окислительно-восстановительные процессы являются обратимыми, а значит, способны достигать состояния равновесия. При этом константа химического равновесия К связана со стандартными окислительно-восстановительными потенциалами системы соотношением:

ℓgK = (Nē/0,0591)(φ0Ox – φ0Red) при Т = 298 К, (8)

или ℓgK = (Nē/2·10-4·Т)(φ0Ox – φ0Red) при иной температуре. (9).

Химическое равновесие в окислительно-восстановительной системе возникает при условии отсутствия в ней градиента потенциалов, т.е. когда φOx= φRed.

В электрохимических процессах окислитель и восстановитель физически разделены, что создаёт разность потенциалов между ними, обеспечивающую возникновение электродвижущей силы (ЭДС), под действием которой происходит направленное движение электронов от окислителя к восстановителю (собственно, электрический ток). Система, производящая электрическую энергию под действием окислительного и восстановительного процессов, происходящих на его электродах, называется гальваническим элементом.

Для расчета потенциалов электродов используется уравнение Нернста:

φMen+/Me0 = + ℓg(aMen+) (10)

или φMen+/Me0 = φ0Men+/Me0+ ·ℓg(aMen+). (11).

Здесь φMen+/Me0 – электродный потенциал металла на границе его соприкосновения с раствором электролита, в который электрод погружен, а φ0Men+/Me0 – стандартный электродный потенциал металлического электрода, опущенного в раствор собственной соли с активностью раствора . Уравнение (10) применяется при температуре процесса Т = 298 К, а уравнение (11) – при иной температуре.


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 294 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Окислительно-восстановительных процессах | Восстановительных реакций | Потенциалов реагентов и энергии Гиббса | Реагентов окислительно-восстановительного процесса | Газовых электродов | Гальванических элементов | А. Домашнее задание №6 для закрепления навыков решения задач | Отношению к стандартному водородному электроду) при 298 К |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Правила определения степени окисления (n) атома в сложном соединении.| Б. Электрохимические процессы в гальваническом элементе

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.008 сек.)