Мои Конспекты
Главная | Обратная связь

...

Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Сила окислителей и восстановителей. Направление реакций





Помощь в ✍️ написании работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

В ходе реакции окислитель превращается в сопряженный восстановитель (продукт восстановления), а восстановитель - в сопряженный окислитель (продукт окисления). Их рассматривают как окислительно-восстановительные пары:

В гальваническом элементе окислительно-восстановительная пара создает окислительно-восстановительный (редокс1) потенциал Е. В стандартном состоянии, когда концентрации окислителя, сопряженного восстановителя и среды (Н+ или ОН-) равны 1 моль/л, потенциал принимает значение стандартного потенциала Е°. Это количественная характеристика свойств данной окислительно-восстановительной пары: чем выше Е°, тем сильнее окислитель, чем ниже Е°, тем сильнее восстановитель.

задание 7.15. В приведенной выше схеме

Объясните взаимосвязь между значениями Е° обеих пар и направлением передачи электронов.

1 От англ. reduction - восстановление, oxidation - окисление.

Реакция окисления-восстановления самопроизвольно идет от более сильных окислителя и восстановителя как исходных веществ к более слабым окислителю и восстановителю - продуктам реакции. Так же идут и кислотно-основные реакции от более сильных кислоты и основания к более слабым продуктам. По мере протекания реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, и они действуют все слабее. Вспомним, что интенсивность действия вещества зависит не только от его природы, но и от концентрации (с. 120). Поэтому в реакциях окисления-восстановления наступает состояние равновесия. Реакция идет слева направо тем полнее, чем больше разность стандартных редокс-потенциалов участвующих пар.

В табл. 7.2 приведены некоторые окислительно-восстановительные пары в порядке ослабления окислительных свойств и усиления восстановительных. Направление самопроизвольной реакции можно определить по относительному положению двух участвующих в реакции пар. Отдельно помещены данные для редокс-пар, действующих в кислой и щелочной среде. Сравнивать силу окислителей и восстановителей можно при условии одинаковой среды.

пример 7.12.Пойдет ли самопроизвольно реакция

решение.Окислитель Fe3+ (слева в реакции) слабее, чем С12 (справа в реакции), так как пара Fe3+/Fe2+находится в таблице ниже, чем пара С12/ С1-. Реакция не идет. Или точнее: равновесие сильно сдвинуто влево.

Таблица 7.2. Редокс-пары в порядке ослабления окислителей и усиления восстановителей

Продолжение табл.

Окончание табл.

Примечание, к - кислая; щ - щелочная.

задание 7.16. Какая из двух реакций, по вашему мнению, может оказаться практически обратимой:

В каком направлении смещено ее равновесие?

Данные табл. 7.2 относятся только к водным растворам окислителей и восстановителей. При реакциях в отсутствие воды можно делать лишь ориентировочные выводы для редокс-пар, далеко отстоящих одна от другой в таблице.

При необходимости окислить какие-либо вещества обычно выбирают сильные окислители. В табл. 7.2 это первые 15-20 окислителей в кислой среде и первые 8-10 окислителей в щелочной среде. В качестве окислителей часто применяют галогены, перекись водорода, озон, перманганат и дихромат калия, гипохлориты (С10-) и др. Если какое-то вещество требуется восста-

новить, то соответственно выбирают восстановители расположенные в конце таблицы. В качестве восстанвителей в кислой среде применяют металлы, соли ол ва(П), оксид cepbi(IV). В щелочной среде также и пользуют металлы, сульфит натрия и др.

пример 7.13. Требуется осуществить превращение

H2S----> S. Подходят ли для этой цели хлорид оло-

ea(IV), кислород, иод, медь?

РЕШЕНИЕ.Это превращение представляет собой окисление серы от -2 до 0. Металлическая медь не является окислителем, a Sn4+ в SnCl4 - недостаточно сильный окислитель, так как в таблице находится ниже серы. Кислород и иод по силе достаточны для окисления сероводорода. Однако кислород в растворе реагирует медленно. Лучше использовать иод. Можно применить и другие окислители, находящиеся в таблице выше серы.

пример 7.14. Требуется получить бромид калия, имея бромат калия. Предложите среду и реагент для этого превращения.

РЕШЕНИЕ.Задание состоит в превращении ->

----> Бромат калия - соль достаточно сильной кислоты НВг03. Бромид калия тоже соль сильной кислоты. Эти соли существуют в любой среде. Поэтому превращение можно провести как в присутствии кислоты, так и в присутствии щелочи. Можно взять оксид cepы(IV) или сульфит калия:

Электролиз

В разделе 1.4 упоминалось, что воду можно разложить электролизом:

Это окислительно-восстановительная реакция, не идущая самопроизвольно. Требуется принудительный отрыв электронов от кислорода и перенос их к водороду. На это затрачивается электрическая работа.

Электролизом называется проведение несамопроизвольной окислительно-восстановительной реакции под действием электрического тока.

задание 7.17.Напишите схему электронного баланса для электролиза воды.

Устройство для электролиза называется электролизером или электролизной ячейкой в зависимости от размера. Это емкость с раствором или расплавом электролита и опущенными в него электродами из металла или графита. Одним из электродов может служить металлический материал емкости. К электродам прикладывают разность потенциалов от внешнего источника постоянного тока. Отрицательный электрод -катод - отдает электроны частицам вещества в электролите и восстанавливает их. Положительный электрод - анод - отбирает электроны от частиц в электролите, окисляя их. Процесс электролиза идет только при достаточной разности потенциалов между электродами, обеспечивающей затрату необходимой работы.

Рассмотрим электролиз хлороводорода в водном растворе. Ионы водорода движутся к катоду и получают от него электроны. Атомы водорода соединяются в молекулы, и из электролита вблизи катода выделяется газообразный водород:

Ионы хлора движутся к аноду и отдают электроны. Атомы хлора тоже соединяются в молекулы, и выделяется газообразный хлор:

Рис. 7.6. Схема устройства электролизера

Суммарная реакция в электролизере выражается уравнением

++ 2С1-= Н2 + С12

Газы, выделяющиеся при электролизе на аноде и катоде не должны смешиваться, так как между ними возможна самопроизвольная химическая реакция. Замкнутое пространство над анодом и катодом разделяют перегородкой, а газообразные вещества перекачивают в баллоны (рис. 7.6).

Электролиз применяют для получения многотоннажных химических продуктов, очистки металлов, нанесения защитных покрытий. Рассмотрим еще процесс очистки меди электролизом. В этом случае в реакции электролиза участвует материал анода. Катодом служит тонкая пластина чистого металла, а анодом - слиток черновой (неочищенной) меди. На аноде - атомы меди теряют электроны и переходят в раствор:

В электролите ионы меди движутся к катоду, получают с него электроны и осаждаются на поверхности в виде чистого металла:

Анод постепенно растворяется, а на катоде наращивается чистая медь. Некоторые примеси осаждаются на дно электролизера, а другие остаются в электролите. На аноде и катоде идут противоположные процессы с одним и тем же элементом, и в результате суммарная реакция при очистке металла электролизом отсутствует.

Расчеты, связанные с процессами электролиза, ничем в принципе не отличаются от расчетов по обычным уравнениям химических реакций. В уравнениях, содержащих электроны, последние рассматриваются как одно из участвующих в реакции веществ, и к ним можно применить стехиометрическое правило. Например, для реакции

по стехиометрическому правилу

Количество вещества электронов рассчитывают на основе электрических измерений:

где I - сила тока при электролизе, А (1 А = 1 Кл/с); Δt - продолжительность процесса электролиза; F = = 96500 Кл/моль - постоянная Фарадея, численно равная заряду 1 моль электронов.

пример 7.15. Для золочения ложки ее погрузили в качестве катода в раствор тетрахлороаурата натрия, Na[AuClJ. Электролиз продолжался 12 с при силе тока 0,5 А. Рассчитайте массу полученного покрытия.

РЕШЕНИЕ.В растворе находится комплексное соединение, распадающееся на ионы Na+ и [АиС14]~.На катоде идет реакция

По стехиометрическому правилу

Рассчитываем массу выделившегося золота:

В процессе электролиза возможны побочные реакции, из-за чего уменьшается количество полученного продукта. Реальный процесс электролиза характеризуется выходом по току:

где т - масса продукта; т' - рассчитанная масса продукта; М - молярная масса продукта; v(e~) -стехиометрический коэффициент электронов в данном процессе.

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ

1.Рассчитайте степени окисления атомов в CaS, FeCl2, FeS2, Na2S03, Na2S203, Na2Oz, KHS04, K2S207, CH3COOH, CaC204, KBr03, CaH2P04, P0C13, CH4, C2H6, SiH4.

2. К какому типу (окислительно-восстановительная, кислотно-основная) относится реакция

3. Укажите роль каждого вещества в следующих реакциях:

4.Какую роль играет перекись водорода в следующих реакциях:

5.Составьте уравнения реакций:

i. Составьте уравнения методом полуреакций:

7. В какой среде могут идти следующие реакции? Составьте уравнения:

8. В каком направлении смещено равновесие реакций:

9.Какое вещество можно взять для превращения

10.Докажите, что химические реакции между простыми веществами являются реакциями окисления-восстановления.

Доверь свою работу ✍️ кандидату наук!
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой



Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.