Метод электронно-ионного баланса
Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.
Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают формулы реагентов данной реакции
K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S
и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 − окислитель, H2SO4 − кислотная среда реакции, H2S − восстановитель);
б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O72− ), среды (Н+ − точнее, катиона оксония H3O+) и восстановителя (H2S):
Cr2O72− + H+ + H2S
в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:
полуреакция восстановления Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O * 1 полуреакция окисления H2S − 2e− = S(т) + 2H+ * 3
г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):
Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)
д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4):
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4
е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).
Важнейшие окислители и восстановители.
Важнейшие восстановители и окислители
|
Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в главных подгруппах и периодах периодической системы.
Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.
Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.
Атомы неметаллов (за исключением фтора) в зависимости от свойств партнеров, с которыми они взаимодействуют, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Например:
Fe0 + S0 = Fe+2S-2 и S0 + O2 = S+4O2-2.
Однако, у химически активных неметаллов проявляются преимущественно окислительные свойства. Их часто используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl2).
Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства. Например, в реакции
Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1
водород восстановитель, так как в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия (2Na0 + H20 = 2Na+1H-1). Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.
Одноатомные молекулы благородных газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).
У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления восстановительные свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).
Положительные ионы промежуточных СО в зависимости от свойств партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:
2Fe+2Сl2 + Cl20 = 2Fe+3Cl3-1 (Fe+2 - восстановитель);
Fe+2O + C+2O = Fe0 + CO2+4 (Fe+2 - окислитель).
Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из наиболее сильных окислителей.
Вещества, в состав которых входят ионы неметаллов (например, Cl-1,
Br-1, S-2, I-1), за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.
В пределах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов понижается, а окислительная способность - повышается.
Так, во II периоде литий – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).
В пределах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.
Стандартные (нормальные) окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, Eh или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода:Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:
Aox + n·e− → Ared,
то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.
Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией [2] и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.
Пример 1. Определить, в каком направлении и с какой интенсивностью пойдут следующие реакции:
Fe2+ + Fe2 Fe3+ + 2F-
Fe2+ + Cl2 Fe3+ + 2Cl-
Fe2+ + Br2 Fe3+ + 2Br-
Fe2+ + I2 Fe3+ + 2I-
Решение. По сопоставлению значений окислительно-восстановительных полуреакций ; ; ; ; видно, что окислить Fe 2+– ионы до Fe 3+ можно действием F2 , Cl2 и Br2.
Вычислим ЭДС реакций:
2,77 - 0,77= 2,00 В;
1,36 - 0,77= 0,59 В;
1,08 - 0,77 = 0,31 В.
Наиболее сильно выражена окислительная способность у молекул F2, менее всего – у Br2. Ионы Fe2+ нельзя окислить действием I2: ЭДС = 0,54 - 0,77= - 0,23 В. Реакция будет протекать в направлении восстановления ионов Fe3+ иодид-ионами: