Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительной реакции

некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F·₂, CI₂, Br₂, I₂), халькогены (О₂, О₃, S);

некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO·₃),серная кислота (H₂SO_{4 конц.}), прерманганат калия (K₂MnO₄), бихромат калия (K₂Cr₂O₇), хромат калия (K₂CrO₄), оксид марганца (IV) (MnO₂), оксид свинца (IV) (PbO₂), хлорат калия (KCIO₃), пероксид водорода (H₂O₂);

анод при электролизе.·

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1) Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

2)
Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

_{+7 + 4 + 2 + 6}

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и

2)
5 S⁺⁴ – 2 e- → S⁺⁶ процесс окисления, восстановитель

2 Mn⁺⁷ + 5 e- → Mn⁺² процесс восстановления, окислитель.

4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:

2KMnO₄ +5Na₂SO₃ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

35) Электрохимические процессы.Возникновение двойного электрического слоя на границе металл-раствор его соли.

Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.

Под действием полярных молекул воды ионы поверхностного слоя металла гидратируются и переходят в раствор, заряжая его положительно, а избыток электронов на металле создают отрицательный заряд. Появление отрицательного заряда на электроде препятствует выходу катионов в раствор, часть же катионов из раствора, взаимодействуя с электронами, входят в узлы кристаллической решетки металла, которую они покинули. При достижении равенства скоростей выхода катионов в раствор и их вхождением в металл устанавливается динамическое равновесие.

Ме + aq Меⁿ⁺ · aq + ne^-

где aq – молекулы воды.

Результатом установившегося динамического равновесия является возникновение двойного электрического слоя, который напоминает плоский конденсатор, одна из обкладок которого представлена поверхностью металла, а другая – слоем ионов, находящихся в растворе.

(не совсем правильный ответ)

36) Понятия об электродных потенциалах металла. Стандартный электродный металла. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контактеэлектролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Для определения стандартного потенциала собирают гальванический элемент из нормального водородного электрода и электрода из испытуемого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией, равной 1 моль/л, и определяют при стандартных условиях его ЭДС. Полученная величина по абсолютному значению численно равна стандартному потенциалу металла φ⁰. Знак перед ней зависит от направления движения электронов в гальваническом элементе. Если поток электронов идет от металла к водородному электроду, потенциал металла считается отрицательным, а при обратном движении электронов - положительным.

φ⁰ определены практически для всех металлов и являются табличными величинами.