Лабораторная работа по теме: «Окислительно–восстановительные

↑

▷ Содержание

Стр 1 из 2Следующая ⇒

Коновалова Е.А., Чигинцев С.М.

Лабораторная работа по теме: «Окислительно–восстановительные

реакции в электрохимических процессах»

Теоретическое введение

Закономерности окислительно-восстановительных реакций составляют основу электрохимических процессов, протекающих на электродах при работе гальванического элемента, при электролизе расплавов и растворов солей, а также при коррозии металлов и сплавов. Так как окислительно-восстановительные реакции могут протекать как в твердой фазе, так и в растворе, необходимо уметь применить для проставления коэффициентов различные методы в зависимости от условий реакций.

Реакции, которые идут с изменением степени окисления атомов элементов, называются окислительно-восстановительными. Условный заряд атома или иона в молекуле (при условии, что молекула состоит из ионов) называется степенью окисления или окислительным числом. При определении степени окисления атомов в соединениях можно исходить из следующих положений:

1. Для водорода характерна степень окисления +1, за исключением гидридов металлов (NaH, KH, CaH₂), где она равна –1.

2. Кислород в соединениях проявляет чаще всего степень окисления –2. Исключения: фторид кислорода OF₂ (степень окисления +2), а также пероксиды (Na₂O₂, H₂O₂), в которых степень окисления кислорода –1).

3. Степень окисления простых веществ равна нулю.

4. Степень окисления элемента в ионном соединении равна по знаку и величине заряду иона. При этом алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Метод электронного баланса рекомендуется для уравнивания окислительно-восстановительных реакций, протекающих в газовой и твердой фазах. Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе, используется ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Рассмотримметод электронного баланса на примере гетерогенной окислительно–восстановительной реакции, которая лежит в основе работы свинцового кислотного аккумулятора при его использовании в качестве источника электрического тока:

Pb + PbO₂ + H₂SO₄ « PbSO₄ + H₂O

Определяем степени окисления атомов в приведённой реакции:

Pb⁰ + Pb⁺⁴O₂^-2 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 « Pb⁺²S⁺⁶O4^-2 + H2⁺¹O^-2

Находим окислитель, восстановитель и их продукты. Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями; в процессе отдачи электронов степень окисления повышается – это процесс окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны, называются окислителями; в процессе присоединения электронов степень окисления уменьшается – это процесс восстановления.

Pb + PbO₂ + H₂SO₄ = PbSO₄ + H₂O

                   Восстано- Окис- среда продукты окисления

                                                 витель   литель                и восстановления

Составляем уравнения электронного баланса, то есть выписываем атомы или ионы, изменившие свою степень окисления, и учитываем число принятых и отданных электронов при этом:

Pb⁰ – 2e^– = Pb⁺² ½ 2 ½ 1  окисляется; восстановитель.

Pb⁺⁴ + 2e^– = Pb⁺² ½ 2 ½ 1  восстанавливается; окислитель.

Если нужно, уравниваем число принятых и отданных электронов, исходя из положения о том, что в окислительно-восстановительных реакциях общее число электронов, присоединяемых окислителем, равно общему числу электронов, отдаваемых восстановителем, и тем самым находим некоторые коэффициенты для данной реакции.

Сравниваем обе стороны уравнения и проставляем необходимые коэффициенты в последовательности: атомы металлов, кислотные остатки, водород, кислород.

Одинаковое количество атомов элементов слева и справа в уравнении указывает на правильное уравнивание коэффициентов:

Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ = 2PbSO₄ + 2H₂O

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) рассмотрим на примере реакции между перманганатом калия и иодидом калия в кислой среде, которая происходит в растворе. В основе этого метода лежит составление ионных уравнений для процессов окисления и восстановления и последующее их суммирование в общее уравнение с учётом характера среды, в которой протекает реакция. Реакция среды влияет на изменение степени окисления атомов, молекул или ионов. Так, перманганат калия является сильным окислителем и в зависимости от реакции среды может восстанавливаться до Mn²⁺, MnO₄^2– или MnO₂.

Окисленная форма

MnO₄^–

Фиолетово-малиновая окраска

Среда

Восстановл. форма

Окраска раствора

Кислая (Н⁺)

Нейтральная (Н₂О)

Щелочная (ОН^–)

Mn²⁺

MnO₂

MnO₄^2–

Бесцветная

Бурая (из-за осадка)

Зеленая

В основном для создания в растворе кислой среды используют разбавленную серную кислоту:

KМnO₄ + KI + H₂SO₄ = K₂SO₄ + MnSO₄ + I₂ + H₂O          (*)

Для уравнивания числа атомов кислорода и водорода, входящих в состав окисляемых и восстанавливаемых ионов и молекул, следует вводить в ионно-электронные уравнения молекулы воды и ионы водорода (если реакция протекает в кислой среде) и молекулы воды и иона гидроксила (если реакция протекает в щелочной и нейтральной средах). При применении ионно-электронного метода для подбора коэффициентов окислительно-восстановительных реакций следует соблюдать определенную последовательность.

¨ Составить схему химической реакции, записать уравнение этой реакции в сокращенной ионной форме; для реакции (*) это:

MnO₄^– + 2H⁺ + I^– = Mn²⁺ + I₂ + H₂O

¨ Определить окислитель и восстановитель, продукты окисления и восстановления. Учесть закон электронейтральности, то есть уравнять число зарядов продуктов реакции числу зарядов исходных веществ (подсчёт зарядов обязательно начинать с продуктов реакции). Также учесть, что число электронов, принятых окислителем, должно быть равно числу электронов, отданных восстановителем:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e^– = Mn²⁺ + 4H₂O ½ 2  восстанавливается, окислитель

2I^– – 2e^– = I₂                                  ½ 5  окисляется, восстановитель

¨ После умножения полуреакций на соответствующие коэффициенты получим:

2MnO₄^– + 16H⁺ + 10e^– = 2Mn²⁺ + 8H₂O

10I^– – 10e^– = 5I₂

¨ Суммируем уравнения полуреакций в общее уравнение, избавляясь от электронов, а затем составляем молекулярное уравнение реакции:

2MnO₄^– + 16H⁺ +10I^– = 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O

2KМnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ = 6_`K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5I₂ + 8H₂O

Окислительная и восстановительная способность различных веществ выражена по-разному и количественно характеризуется окислительно-восстановительным потенциалом (см. табл. 1). Разность потенциалов на границе электрод-раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы соединений, называют окислительно-восстановительным потенциалом и обозначают Е_{Ox / Red}. Если активности окисленной и восстановленной формы в растворе равны единице, то возникающая равновесная разность потенциалов на границе электрод-раствор называется нормальным окислительно-восстановительным потенциалом и обозначается Е⁰_{Ox / Red}.

Чем больше нормальный окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее данное вещество как окислитель и слабее как восстановитель, и наоборот. Величина равновесного окислительно-восстановительного потенциала определяется формулой Нернста:

Е_{Ox / Red} = Е⁰ _{Ox / Red}  + (0.059/n) lg (a_Ox / a_Red ).

Здесь a_Ox – активность окисленной формы соединения, a_Red – активность восстановленной формы.

Направление окислительно-восстановительной реакции можно определить опытным путём по величине электродвижущей силы (ЭДС), рассчитанной по разности окислительно-восстановительных потенциалов. Если ЭДС больше нуля, то реакция пойдет слева направо; если ЭДС меньше нуля, то возможен обратный процесс – справа налево.

Пример. Для реакции

SnCl₂ + FeCl₃ = FeCl₂ + SnCl₄

рассчитаем ЭДС процесса согласно данным табл. 1:

 ЭДС = Е⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) – E⁰ (Sn⁴⁺ / Sn²⁺) = 0.77 В – 0.15 В = 0.62 В.

 

Таблица 1

 

Нормальные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных

систем

 

Окисленная форма

Восстановленная форма

Электродный процесс

Е⁰ _{Ox / Red}, В

2H⁺

H₂

2H⁺ + 2e = H₂

0,00

Sn⁴⁺

Sn²⁺

Sn⁴⁺ + 2e = Sn²⁺

0,15

Cu²⁺

Cu

Cu²⁺ + 2e = Cu

0,24

Ni(OH)₃

Ni(OH)₂

Ni(OH)₃ + e = Ni(OH)₂ + OH^–

0,49

I₂

2I^–

I₂ + 2e = 2I^–

0,53

MnO₄^–

MnO₄^–2

MnO₄^– + e = MnO₄^2–

0,54

MnO₄^–

MnO₂

MnO₄^– + 2H₂O + 3e = MnO₂ + 4 OH^–

0,57

Fe³⁺

Fe²⁺

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

0,77

NO₃^–

NO₂

NO₃^– + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O

0,81

NO₃^–

NH₄⁺

NO₃^– + 10H⁺ + 8e = NH₄⁺ + 3H₂O

0,87

NO₃^–

NO

NO₃^– + 4H⁺ + 3e = NO + 2 H₂O

0,96

HNO₂

NO

HNO₂ + H⁺ + e = NO + H₂O

0,99

Br₂

2Br^–

Br₂ + 2e = 2 Br^–

1,08

Cl₂

2Cl^–

Cl₂ + 2e = 2 Cl^–

1,36

Cr₂O₇ ^2–

Cr³⁺

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ +6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O

1,36

PbO₂

Pb²⁺

PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O

1,46

MnO₄^–

Mn²⁺

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O

1,52

H₂O₂

H₂O

H₂O₂ + 2H⁺ +2e = 2H₂O

1,77

F₂

2F^–

F₂ + 2e = 2F^–

2,85

12Следующая ⇒

Поделиться:

Познавательные статьи:



Формы дистанционного обучения

Передача мяча двумя руками снизу

Значение правильной осанки для жизнедеятельности человека

Основные ошибки при выполнении передач мяча на месте