Сущность окислительно-восстановительных реакций
ождающиеся ионы кислорода соединяются с молекулами воды (
реакция происходит в водной среде ) , образуя ионы ОН . Затем производим
балансирование уравнений процессов окисления и восстановления :
1 В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н
2 ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH
B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ----- 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl
B2H6 + 2KClO3 == 2H3BO3 + 2KCl 12H2O
Пользование таблицей окислительно-восстановительных потенциалов
Цифры таблицы получены при температуре 25 С. С изменением температуры они
мало изменяются, поэтому ими можно пользоваться для определения направления
реакции в обычных условиях. Цифры таблицы действительны для случаев, когда
концентрация ( или, точнее активность ) растворов в гальванической цепи
равна единице ( т. е. 1 моль/л ).
Необходимо иметь в виду следующее :
1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом или
ион, понижает э. д. с. реакции, а уменьшение – повышает.
2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает э. д. с.
реакции, а уменьшение понижает.
3. Правила пользования таблицами для определения направления окисления –
восстановления.
В таблицах реакций представлены величины нормальных потенциалов
окисления ( Еокисл ) и восстановления ( Евосст ) важнейших процессов.
Таблицы соответственно разделены на две группы : “
Окисление “ и “ Восстановление “ .
Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл (или
lgKвосст) показывает, что процесс идёт преимущественно слева направо, а
знак “ – “ у этих же величин – справа налево.
Для определения направления той или иной реакции окисления-
восстановления берут данные разделов “ Окисление “ и “ Восстановление “,
распологая в одну строку уравнение рассматриваемого процесса окисления с
уравнением заданного процесса восстановления. При этом получают
несбалансированное общее ионное уравнение возможной окислительно-
восстановительной реакции.
Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых процессов может
быть величиной положительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл =
авосст = 1 и определённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется
отрицательной, то реаакция ( при тех же условиях ) невозможна.
Пример. Пойдёт ли реакция между I - ионами и Fe ионами с
образованием свободного йода ?
Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ ) находят
уравнение 2I – 2e I2, по таблице “Восстановление “
( в группе реакций “Железо” ) находят уравнение Fe + e Fe
и записывают их в одну строчку, складывая величины Еокисл + Евосст;
:lgKокисл :Еокисл :Евосст
:lgKвосст:
2I - 2e = I2 -18,07 -0,5345 +0,771
+13,04 Fe +e Fe
Алгебраическая сумма ( - 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина
положительная : следовательно, реакция 2 I + 2 Fe ----- I2 + 2Fe будет
протекать при определённых условиях.
С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов констант
равновесия можно также вычислить константы равновесия разнообразных реакций
окисления-восстановления.
Анализируя таблицу определения направления реакции окисления-
восстановления, можно сделать следующие выводы :
1. Ионы “ благородных “ металлов – сильные окислители.
Например : Cr + Ag----- Cr + Ag э. д. с. = + 0,7995- - 0,4 = 1,209
в.
Fe + Au---- Fe + Au э. д. с. = + 1,68- + 0,77 =
0,91 в.
2. Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и щелочно –земельных
металлов. Наиболее слабые восстановители – “благородные” металлы и ионы
галогенов ( за исключением иона йода ).
3. Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы галогенов,
высокоположительные ионы металлов, а также ионы “благородных” металлов.
Наиболее слабые окислители – ионы щелочных и щелочноземельных металлов.
| |  скачать работу |
Сущность окислительно-восстановительных реакций |
