Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

ОВР внутримолекулярного типа

При постоянной температуре произведение давления данной порции газа и его объема есть величина постоянная». | При постоянном давлении отношение объема данной порции газа к его абсолютной температуре есть величина постоянная. | Произведение давления данной порции газа и его объема, отнесенное к абсолютной температуре газа, есть величина постоянная. | Общее давление смеси газов, не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений каждого из указанных газов. | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 1 страница | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 2 страница | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 3 страница | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 4 страница | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 5 страница | При различных сочетаниях знаков DrH и DrS 6 страница |


Если а. ч.-восстановители и а. ч.-окислители содержатся в одном и том же исходном веществе, то ОВР относится к реакциям внутримолекулярного типа, например:

В данной реакции а. ч.-окислители () и а. ч.-восстановители () со­держатся в одном веществе.

Когда в реакциях внутримолекулярного типа окислителями и восстановителями являются а. ч. одного и того же элемента, такие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования или дисмутации. Например, в реакции

окислителями и восстановителями являются а. ч. одного элемента – хлора.

Расстановка коэффициентов в уравнениях ОВР
методом электронного баланса

Обратите внимание: в уравнениях ОВР межмолекулярного типа расстановка коэффициентов проводится слева направо (пример 9.2), а в уравнениях ОВР внутримолекулярного типасправа налево (пример 9.3).

Пример 1.9.2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в уравнении ОВР:

H2 2 + K2 2O7 + H2SO4 2 + 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Решение.

1.Определим, у а. ч. каких элементов и как изменились степени окисления? В данном случае это – кислород и хром. А. ч. кислорода изменили степень окисления от –1 до 0, а хрома – от +6 до +3.

2.Определим тип ОВР и направление расстановки коэффициентов. Поскольку а. ч. , изменившие степени окисления, содержатся в разных веществах, то данная ОВР относится к реакциям межмолекулярного типа. В таком случае расстановку коэффициентов проводим «слева направо». Это значит, что в электронных уравнениях число атомных частиц равно их числу в формулах соответствующих исходных веществ.

3.Запишем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, найдем наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов и составим схему электронного баланса:

 

2 – 2ē → 2 ×6 ×3 – восстановитель, окисляется;
2 + 6ē → 2 ×2 ×1 – окислитель, восстанавливается.

4.Найдем числа а. ч., изменивших степени окисления. Для этого каждое из уравнений электронного баланса умножим на соответствующий множитель (первое уравнение – на 3, второе – на 1). Получим: число а. ч. кислорода, изменивших степень окисления, равно 2 · 3 = 6, а число а. ч. хрома равно 2 · 1 = 2.

5.Расставим коэффициенты перед формулами веществ.

а) уравняем числа а. ч. хрома, поставив перед формулами K2Cr2O7 и Cr2(SO4)3 коэффициенты 1;

б) уравняем числа а. ч. кислорода, изменивших степень окисления, поставив перед формулами O2 и H2O2 коэффициенты 3.

в) уравняем числа а. ч. калия, поставив перед формулой K2SO4 коэффициент 1;

г) уравняем числа кислотных остатков , поставив перед формулой серной кислоты коэффициент 4;

д) уравняем числа атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 7;

6.Проверим, одинаковы ли числа а. ч. кислорода в левой и правой частях уравнения:

3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

Пример 1.9.3. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

3)3 2O3 + O2 + 2.

Решение.

1.Определим степени окисления а. ч. до и после реакции и найдем элементы, у а. ч. которых изменились степени окисления. В данном случае это – азот и кислород. А. ч. азота изменили степень окисления от +5 до +4, а кислорода – от –2 до 0.

2.Определим тип ОВР и направление расстановки коэффициентов. Поскольку а. ч. и , изменившие степени окисления, содержатся в одном и том же веществе, данная ОВР относится к реакциям внутримолекулярного типа. В таком случае расстановку коэффициентов проводим «справа налево». Это значит, что в электронных уравнениях число атомных частиц равно их числу в формулах продуктов реакции.

3.Запишем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, найдем наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов и составляем схему электронного баланса:

2 – 4ē → 2 ×1 ×3
+ 1ē → ×4 ×12.

 

4.Найдем числа а. ч., изменивших степени окисления. Для этого каждое из уравнений электронного баланса умножим на соответствующий множитель (первое уравнение – на 1, второе – на 4). Получим, что число а. ч. кислорода, изменивших степень окисления, равно 2 · 1 = 2, а соответствующее число а. ч. азота равно 1 · 4 = 4. Но поскольку в формульной единице Fe(NO3)3 содержится 3 а. ч. азота, перед данной формулой придется поставить дробный коэффициент 4/3, что не совсем удобно. Поэтому для избавления от дробного коэффициента найденные числа а. ч. азота и кислорода умножим на 3. Получается, что степени окисления изменились у 6 а. ч. кислорода и у 12 а. ч. азота.

5.Расставим коэффициенты перед формулами веществ.

а) уравняем числа а. ч. азота, поставив перед формулой NO2 коэффициент 12, а перед формулой Fe(NO3)3 – коэффициент 4;

б) уравняем числа а. ч. кислорода, изменивших степень окисления, поставив перед формулой O2 коэффициент 3;

в) уравняем числа а. ч. железа, поставив перед формулой Fe2O3 коэффициент 2.

6.Проверим, одинаковы ли числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения:

4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2.

Электродные и окислительно-восстановительные
потенциалы и их использование

Количественной характеристикой окислительно-восстанови-тельных свойств веществ в водных растворах являются значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов соответствующих полуреакций. Электродный потенциал представляет собой разность потенциалов, возникающую на границе раздела электродраствор электролита. Абсолютные значения потенциалов экспериментально определить невозможно, поэтому на практике используются их относительные значения, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно приравнивается к 0. Потенциалы, измеренные в стандартных условиях (концентрации ионов равны 1 моль/дм3, давление водорода равно 101,325 кПа, температура составляет 25 оС), называются стандартными электродными или стандартными окислительно-восстановительными потенциалами и обозначаются символом Е о. Их значения используются для характеристики реакций, протекающих в стандартных условиях. Если же реакция протекает в других условиях, то для ее описания используются равновесные потенциалы Е, которые рассчитываются по уравнению Нернста:

 

 

где 2,303 – коэффициент перехода от натуральных логарифмов к десятичным;

R – молярная газовая постоянная;

T – абсолютная температура;

n – число электронов, принимающих участие в полуреакции;

F – постоянная Фарадея, равная примерно 96500 Кл/моль;

с восст (Х) – концентрация восстановленной формы элемента Х, в которой его а. ч. находятся в более низкой степени окисления;

с окисл (Х) – концентрация окисленной формы элемента Х, в которой его а. ч. находятся в более высокой степени окисления.

Если в уравнение Нернста подставить числовые значения
R (8,314), F (96500) и принять температуру равной 298 K, то оно принимает вид:

.

Из уравнения Нернста следует, что величина потенциала зависит от концентраций восстановленной и окисленной форм элемента. Если в реакции принимает участие металл, то величина его электродного потенциала зависит лишь от концентрации ионов этого металла (его окисленной формы) в растворе. Концентрация самого металла (восстановленной формы), как величина постоянная, в уравнение Нернста не подставляется. Кроме того, если в полуреакции принимают участие ионы H+ или ОН, их концентрации также влияют на величину потенциала.

Используя значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, можно выполнить следующие операции:

1. Оценить окислительно-восстановительные свойства соответствующих веществ.

2. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в указанном направлении.

3. Определить направление протекания реакции.

4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возможных.

5. Рассчитать значение константы химического равновесия данной реакции.

Сформулируем соответствующие правила и рассмотрим их применение на конкретных примерах.

Более сильными восстановительными свойствами обладает вещество, которому соответствует полуреакция с более низким значением потенциала. Более сильными окислительными свойствами обладает вещество, которому соответствует полуреакция с более высоким значением потенциала.

Пример 1.9.4. Определите, какой из восстановителей проявляет наиболее сильные восстановительные свойства при стандартных условиях в реакциях:

а) FeSO4 + O2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O;

б) HI + O2 → I2 + H2O;

в) H2SO3 + O2 → H2SO4.

Решение.

1. Определим, какие вещества в данных реакциях являются восстановителями.

В реакции а) восстановителем является FeSO4 , поскольку у железа степень окисления повышается от +2 до +3 в соответствии с уравнением полуреакции

– ē → .

В реакции б) восстановителем является HI, поскольку у иода степень окисления повышается в соответствии с уравнением полуреакции

– ē → .

В реакции в) восстановителем является H2SO3, поскольку у серы степень окисления увеличивается в соответствии с уравнением полуреакции

H2SO3 + H2O – 2ē → H2SO4 + 4H+.

2. Найдем значения стандартных потенциалов cоответствующих полуреакций:

а) б) в)

3.Определим наиболее сильный восстановитель. Поскольку самое низкое значение потенциала у полуреакции окисления сернистой кислоты, то это вещество и будет являться наиболее сильным восстановителем.

Протекание окислительно-восстановительной реакции в данном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал восстановления используемого окислителя больше потенциала окисления используемого восстановителя.

Пример 1.9.5. Определите, можно ли использовать в стандартных условиях соли железа(III) для окисления ионов F, Br и I до простых веществ? Ответ подтвердите расчетами.

Решение.

1.Найдем значения Е о полуреакций:

= 0,53 В; = 1,08 В; 2,85 В; 0,77 В.

2. Поскольку значение больше значения , то ионы Fe3+ способны окислить ионы Iдо простого вещества I2. Следовательно, из указанных анионов только ионы Iбудут окисляться ионами железа(III).

Любая ОВР всегда протекает в том направлении, которому соответствует положительное значение разности потенциалов окислителя и восстановителя.

Однако необходимо помнить, что в данном направлении реакция протекает практически необратимо при разности потенциалов Δ Е, большей либо равной 0,4 В. Если же разность потенциалов Δ Е оказывается меньше 0,4 В, то ОВР протекает обратимо и направление реакции определяется условиями ее проведения.

Пример 1.9.6. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции

SnCl4 + 2FeCl2 ↔ SnCl2 + 2FeCl3.

Решение.

1.Находим значения Е о полуреакций:

= – 0,15 В, = 0,77 В.

2.Поскольку значение E о полуреакции с участием ионов железа больше значения Е о полуреакции с участием ионов олова, то ионы Fe3+ будут окислять ионы Sn2+ с образованием ионов Fe2+ и Sn4+. Это соответствует протеканию указанной реакции справа налево.


Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 90 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
ОВР межмолекулярного типа| Из всех возможных ОВР наиболее вероятной будет та реакция, которой соответствует максимальное значение разности потенциалов применяемых окислителя и восстановителя.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.014 сек.)