Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - Михаил Бармин

3H2O 3CO2↑

2AL3+ + 3CO2

3– + 3H2O

2AL(OH)3↓ + 3CO2 ↑

Девиз: «КТО-ТО ТЕРЯЕТ (ВОССТАНОВИТЕЛЬ),

А КТО-ТО НАХОДИТ (ОКИСЛИТЕЛЬ)»

ЛЕКЦИЯ 10.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

План:

Окислительно-восстановительные реакции.

Растворение металлов. Образование двойного электрического слоя.

Водородный электрод. Схема гальванического элемента (Сu/H2). Стандартный электродный потенциал.

Электродвижущая сила (ЭДС).

Oкислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются ОВР. При сгорании или медленном окислении на воздухе алюминия происходит его окисление кислородом.

Аl° + O2 = Al2O3

при этом нейтральный атом А1 изменяет степень окисления на

3+. Это происходит в результате полуреакции отдачи электронов окисления.

Восстановитель – Al° – 3е → Аl3+ – окисление

Степень окисления (3+) показывает сколько электронов отдано другому атому при условии, что соединение имело бы чисто ионный характер. Окисление не бывает без восстановления, подобно тому как притяжение не бывает без отталкивания и действие без противодействия.

Окислитель -O2° + 4е → 2O2– – восстановление.

Принятие электронов – процесс восстановления. Метод уравнивания ОВР называется электронным балансом (см. пример):

4

Al0 – 3ē → Al3+

3  O20 + 4ē →2O2-

4Al + 3O2 →2Al2O3

Рассмотрим реакцию, проходящую в водном растворе

+ H20↑

Раcставим степени окисления всех элементов

Выберем те атомы, которые меняют степень окисления (Zn, H)

Запишем полуреакции окисления и восстановленияZn0+H+1Cl-1→Zn2+Cl1-

| Zn0 – 2ē → Zn2+ 1 | 2H+ + 2ē → H20

Уравняем реакцию

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

Если слить подкисленные растворы КМпО4, имеющего красно-фиолетовую окраску и NaNO2, то через некоторое вре-мя раствор обесцвечивается. Качественный анализ смеси показывает, что в ней содержится ничтожно мало ионов NO2– и МnO4– значительное количество ионов NO3– и Мп2+. Очевидно, произошло превращение NO2-, МпO4– → NO3-, Мп2+, которые не имеют характерной окраски.

В отдельности растворы КМпО4 и NaNo2 могут храниться долго без изменения, следовательно, наблюдаемая реакция обусловлена двумя взаимосвязанными переходами, в результате которых изменяется степень окисления азота и марганца.

NO2– → NO3– ;      МпO4– → Мп2+

Для составления уравнения ОВР, протекающей в водном растворе, удобно пользоваться методом электронно-ионного баланса. Сначала составим уравнение полуреакций окисления и восстановления. Число атомов азота в левой и правой части одинаковое, а кислорода разное. Для уравнивания атомов кислорода в левую часть запишем H2O, т.к. реакция идет в водном растворе:

NO2– + H2O → NO3-

Для уравнивания атомов водорода справа приписываем недостающее число в виде ионов водорода (вот почему реакция

протекает в кислой среде).

NO2– + H2O → NO3– + 2H+

Теперь уравниваем сумму зарядов слева и справа. Восстановитель – NO2– + H2O – 2e → NO 3– + 2H+ – окисле

ние.

Аналогичные операции проводим для ионного уравнения

перехода перманганат-иона в двухвалентный ион марганца: окислитель – МпO4– + 8H+ + 5e = Мп2+ + 4Н2О – восстановление.

Как и по закону сохранения массы сумма электронов отдан-ных восстановителем должна равняться сумме зарядов приня-тых окислителем, поэтому:

5NO2– + 5H2O – 10ē → 5NO3– + 10H+

2МпO4– + 16H+ + 10ē = 2Мп2+ + 8Н2О

и подставляя в уравнение, сокращая одноименные ионы и мо

лекулы:

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

В конце проверяем правильность составления по равенству атомов кислорода в левой и правой части ОВР.

Растворение металлов.

Образование двойного электрического слоя.

Растворимость одного вещества в другом – свойство, присущее всем веществах. Растворимость может быть неограниченной и крайне малой, что зависит от термодинамических свойств растворяемого вещества и растворителя. Даже при чрезвычайно малой растворимости одного вещества в другом всегда имеет место переход веществ через поверхность их контакта. Любой металл растворяется в воде, однако, растворимость в ряду металлов изменяется в очень широких пределах. Например, щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом из воды образуется водород, а в растворе – гидроксиды металлов:

2M + 2H2O → 2MOH + H2 + Q

Серебро практически не реагирует с водой, тем не менее, процесс перехода частиц серебра в воду происходит, и получается так называемая “серебряная вода”. Таким образом, одни металлы активно растворяются в воде, другие – крайне мало.

Ответ на вопрос, чем обусловлена различная растворимость металлов в воде, дает отрасль химической науки – электрохимия.

Рассмотрим особую группу гетерогенных процессов – электрохимические реакции, протекающие на границе раздела фаз, в частности металл – вода (или раствор соли металла). Эти реакции характеризуются переносом заряда и вещества через границу раздела фаз твердое вещество – жидкость.

Из медной пластинки -Cu2+ ионы переходят в воду. При этом

кристаллической решетке металла окажется избыток электронов и пластина приобретает отрицательный заряд. Между отрицательно заряженной пластиной и перешедшими в раствор положительными ионами возникает электростатическое притяжение, что препятствует дальнейшему переходу ионов меди в раствор, т.е. процесс растворения металла прекращается.

Одновременно развивается противоположный процесс: ионы меди из раствора, подойдя к поверхности пластины, принимают от нее электроны и переходят в нейтральное состояние.

Через некоторое время устанавливается состояние динамического равновесия, при котором скорость перехода ионов из металла в раствор равна скорости разряжения ионов из раствора на металле.

При контакте металла с раствором его соли , эти две со-прикасающиеся фазы приобретают противоположные заряды,

результате на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой и между металлом и раствором возникает разность электрических потенциалов. Система, состоящая из электрического проводника и раствора (или расплава) электролита, в который погружен проводник, называется электродом.

Так, медная пластина, опущенная в водный раствор СuSО4 – типичный электрод.

Состояние равновесия электродного процесса определяется электродным потенциалом E представляющим собой разность потенциалов на границе металл – электролит. Непосредственно измерить абсолютное значение электродного потенциала нельзя, но его можно определить сравнением с известным потенциалом другого электрода при стандартных условиях –

электрода сравнения. В качестве электрода сравнения применяют водородный электрод.

Водородный электрод. Схема гальванического элемента (Сu/H2). Стандартный электродный потенциал.

Водородный электрод представляет собой платиновую плас-тину, опущенную в раствор кислоты (обычно HCl или Н2SО4, через который пропускается газообразный водород

Рис. 1 – Принципиальная схема водородного электрода

Действие этого электрода соcтоит в следующем:

Рис. 2 – Схема гальванического элемента, состоящего из медного и водородного электродов

Газообразный водород не проводит электрического тока, но, адсорбируясь в водном растворе на поверхности платины, ведет себя как электрод, аналогичный металлическому. Для увеличения адсорбирующей способности платину покрывают слоем губчатой платины (платиновой чернью). Платиновую пласти-ну опускают в раствор кислоты (обычно HCl или Н2SО4) с концентрацией (активностью) ионов водорода, равной единице, и через раствор пропускают водород так, чтобы происходило непрерывное соприкосновение поверхности пластины с раствором и водородом. В результате платина насыщается водородом. Молекула водорода в адсорбированном состоянии распадается на атомы, которые ионизируются (Н – ē → Н+), и ионы Н+ переходят в раствор подобно ионам металла. Одновременно ионы водорода из раствора, находящиеся вблизи поверхности платины, принимают электроны (Н+ + ē → H). Между этими процессами устанавливается равновесие, которое в упрощенной форме можно передать уравнением: Н+ + ē = 1/2H2.