Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Составление уравнений ОВР методом полуреакций

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При составлении уравнений методом полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами.

1. Если участники ОВР - восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия - сильные электролиты, то они записываются в виде ионов; а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в осадок - в виде молекул. Продукты реакции устанавливаются на основании известных свойств элементов.

2. Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород связывается в кислых растворах ионами Н+ с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах - молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:

MnO4- + 8H+ + 5 e ® Mn2+ +4H2o,

MnO4-+2H2O+3 e ® MnO2 + 4OH-.

3. Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных - за счет гидроксид-ионов. При этом образуются ионы водорода (в кислых и нейтральных растворах) и молекулы воды (в щелочной среде), например:

SO32-+H2O - 2 e ® SO42-+2H+ ,

SO32- + 2OH- - 2 e ® SO42-+H2O.

4. Коэффициенты для полуреакций окисления и восстановления подбираются таким образом, чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаково.

5. Для каждой из полуреакций и суммарного уравнения ОВР должны выполняться правила сохранения материального баланса и баланса электрических зарядов - количество атомов каждого вида и суммарный заряд в левой и правой частях уравнений должны быть одинаковы.

Применение перечисленных правил поясним на примере. Если через подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия KMnO4 пропускать сероводород H2S, то малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы: H2S ® S. Для уравнивания зарядов от молекулы сероводорода надо отнять два электрона (что полностью соответствует изменению степени окисления серы с -2 до 0) и в итоге получаем первую полуреакцию - процесса окисления восстановителя - сероводорода:

Н2S - 2 e ® S + 2H+ .

Обесцвечивание раствора перманганата калия связано с переходом иона MnO4- (имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (почти бесцветный), что можно выразить схемой MnO4- ® Mn2+. В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO4- , связывается ионами водорода Н+ в молекулы воды (на 4 атома кислорода в ионе MnO4- необходимо 8 Н+), что может быть записано в виде схемы:

MnO4- + 8 Н+ ® Mn2++4H2O .

Чтобы уравнять заряды (заряды исходных веществ - (+7), конечных - (+2)), необходимо к исходным веществам прибавить 5 электронов (что полностью согласуется с уменьшением степени окисления у марганца с (+7) до (+2)):

MnO4-+8H++5 e ® Mn2++4H2O.

Это есть вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя - MnO4-.

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно суммировать, предварительно уравняв число отданных и полученных электронов. Для этого определяют соответствующие множители (в приведенном примере 5 и 2), на которые умножаются полуреакции. Проведенные операции записываются следующим образом:

H2S - 2 e ® S + 2H+ ´5

MnO4- + 8H+ + 5 e ® Mn2++4H2O ´2

5H2S + 2MnO4- + 16H+ ® 5S +10H+ +2Mn2++8H2O

После приведения подобных членов (ионов Н+) окончательно получаем

5H2S + 2MnO4- +6H+ ® 5S + 2Mn2++8H2O.

Проверяем материальный баланс; баланс зарядов в левой и правой частях уравнения: -2+(+6) = 2×(2+).

Методом полуреакций составляется сокращенное ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, необходимо в левой части ионного уравнения к каждому аниону и катиону подобрать соответствующий катион и анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываются в правой части уравнения, после чего ионы объединяются в молекулы, и окончательно получаем

2K++3SO42-+ 5H2S+2MnO4- +6H+ ® 2K++3SO42-+ 5S + 2Mn2++8H2O,

5H2S + 2KMnO4+3H2SO4 ® 5S+2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+ - ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами; среда также влияет на изменение степени окисления атомов. Ниже приводятся схемы восстановления в зависимости от среды раствора наиболее типичных окислителей: KMnO4, H2O2, K2Cr2O7.

Перманганат калия в водных растворах полностью диссоциирует с образованием перманганат-иона MnO4-, который обуславливает окислительные свойства и малиновый цвет растворов. В кислой среде в присутствии восстановителей протекает реакция

MnO4-+8H++5 e- ® Mn2++4H2O,

раствор становится бесцветным. В нейтральной среде протекает другая реакция

MnO4-+ 2Н2О + 3 е- ® MnO2¯ + 4OH- ,

сопровождающаяся выделением бурого осадка MnO2. В нейтральной среде малиновый цвет меняется на светло-зеленый, обусловленный образованием манганат-ионов:

MnO4-+ е- ® MnO42-.

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную кислоты применять не рекомендуется: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы КОН и NaOH.

Пероксид водорода восстанавливается также по-разному в зависимости от среды:

кислая H2O2 + 2H+ + 2 e- ® 2H2O ,

щелочная и нейтральная H2O2 + 2 e- ® 2OH- .

Однако с очень сильными окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, (NH4)2S2O8) пероксид водорода выступает как восстановитель:

Н2О2 - 2 е- ® О2­ + 2Н+ .

Хром в своих соединениях имеет устойчивые степени окисления +6 и +3. В первом случае соединения хрома проявляют свойства окислителей, во втором - восстановителей. В зависимости от среды для соединений Cr (VI) имеет место равновесие :

2CrO42- + 2H+ « Cr2O72-+H2O; Cr2O72- +2OH- « 2CrO42- + H2O .

В кислой среде ионы Сr2O72- - сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr3+:

Сr2O72- + 14H++6 e- ® 2Cr3++7H2O.

В щелочной среде ионы [Cr(OH)6]3- окисляются до ионов CrO42-:

[Cr(OH)6]3- + 2OH- - 3 e- ® CrO42- + 4H2O.

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса состоит в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. При методе полуреакций не нужно знать степеней окисления атомов, и видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества: они появляются в уравнении реакции при выводе его.

 

ВНИМАНИЕ: основная ошибка, приводящая к неверным результатам, - проставление в полуреакциях не зарядов частиц, а степеней окисления атомов.

Эквивалент вещества в ОВР

Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такая часть молекулы окислителя (восстановителя), которая соответствует одному присоединенному (отданному) электрону в данной окислительно-восстановительные реакции.

Эквивалентная масса - это масса одного моля эквивалентов вещества (размерность - г/моль).

Между эквивалентной массой (Э) и молярной массой окислителя или восстановителя (М) существует связь

Э = М/n,

где n - число электронов, полученных или отданных атомами или молекулами окислителя или восстановителя. Например, в уравнении реакции

Fe2+ - e- ® Fe3+ x 6

Cr2O72- + 14H++ 6 e- ® 2Cr3++7H2O x1

6Fe2++Cr2O72-+14H+® 6Fe3++2Cr3++7H2O

или

6FeSO4+K2Cr2O7 + 7H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +7H2O

эквивалент окислителя K2Cr2O7 равен 1/6 молекулы, а его эквивалентная масса - Э(K2Cr2O7) = М/6 = 49 г/моль; эквивалент восстановителя FeSO4 равен 1 молекуле, а его эквивалентная масса - Э(FeSO4) =М/1 =152 г/моль.

Следует отличать окислительно-восстановительные эквиваленты веществ от их эквивалентов в реакциях обмена (не сопровождающихся переходом электронов). Так, в приведенной выше реакции Э(K2Cr2O7) = М/6, а в реакции обмена

K2Cr2O7 + 2КОН ® 2 K2CrO4 + Н2О

Э(K2Cr2O7) = М/2.

В заключение отметим, что в современной литературе говоря об окислительно-восстановительном эквиваленте вещества, подразумевают его эквивалентную массу.

 

Последнее изменение этой страницы: 2016-04-10; Просмотров: 49; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2017 год. Все права принадлежат их авторам! (0.079 с.) Главная | Обратная связь