Б) щелочная среда

+7 +3 +6 +5

2KMnO₄ + NaNO₂+ 2KOH → 2K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O

Mn⁺⁷ + e → Mn⁺⁶ 2

N⁺³ –2e → N⁺⁵ 1

в) кислая среда

+7 +3 +2 +5

2KMnO₄ + NaNO₂+ 8H₂SO₄→ 2MnSO₄ + NaNO₃ + 6K₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺² 2

N⁺³ –2e → N⁺⁵ 5

Концентрация окислителя или восстановителя

0 +6 +2 -2

a) 4Zn+5H₂SO_4(к) → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Zn⁰ –2e → Zn⁺² 4

S⁺⁶ +8e → S^-2 1

0 +1 +2 0

б) Zn+H₂SO_4(р) → ZnSO₄ + H₂

Zn⁰ –2e → Zn⁺² 1

2

2H⁺ +2e → H₂⁰ 1

Природа окислителя и восстановителя

0 +5 +2 -3

a) 4Сa + 9HNO_3(р) → 4Ca(NO₃)₂ + NH₃ + 3H₂O

Ca⁰ – 2e → Ca⁺² 4

8

N⁺⁵ + 8e → N^-3 1

0 +5 +2 +2

б) 3Cu + 8HNO_3(р) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO+ 4Н₂О

Ca⁰ – 2e → Ca⁺² 1

2

N⁺⁵ + 2e → N⁺³

Температура

0 - +

a) CI₂ + 2KOH → KCI +KCIO + H₂O

Cl⁰ + e → Cl^- 1

Cl⁰ – e → Cl⁺ 1

0 t⁰ - +5

б) 3CI₂ + 6KOH → 5KCI +KCIO₃ + 3H₂O

Cl⁰ + e → Cl^- 5

Cl⁰ – 5e → Cl⁺⁵ 1

В стехиометрических расчетах окислительно-восстановительных процессов используют окислительные и восстановительные эквивалентные массы, которые определяются по формуле:

, (1)

где m_э – эквивалентная масса окислителя (восстановителя);

М – мольная масса окислителя (восстановителя);

n – число электронов, принятых одной молекулой окислителя (отданных одной молекулой восстановителя).

В зависимости от условий реакции окислительно-восстановительные эквивалентные массы могут иметь различные значения.

Например, перманганат калия KMnO₄ (М=158,0 г/моль) в кислой среде принимает пять электронов, его эквивалентная масса равна

m_э= 158,0/5=31,5 г/моль.

В сильнощелочной среде KMnO₄ принимает один электрон,

m_э=158,0/1=158,0 г/моль.

В нейтральной и слабощелочной средах KMnO₄ присоединяет три электрона,

m_э=158,0/3=52,7 г/моль.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной активности служит величина стандартного окислительно-восстановитель-ного потенциала. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определяются по таблице. Чем выше алгебраическая величина потенциала, тем выше окислительная способность данного вещества в высшей степени окисления и наоборот, тем лучшим восстановителем является соединение в низшей степени окисления.

При стандартных условиях потенциал системы определяется по формуле Нернста:

(2)

где Е⁰ – стандартный окислительно-восстановительный потенциал, В;

n – число электронов, принимающих участие в данной реакции;

с_окис – концентрация окисленной формы;

с_восст. – концентрация восстановленной формы.

Если KMnO₄ окисляется в кислой среде согласно реакции

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn⁺² +4 H₂O,

то окислительно-восстановительный потенциал системы определяется по уравнению:

(3)

Условием протекания окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разницы окислительно-восстановительных потенциалов:

Е⁰ = Е⁰_окисл. – Е⁰_восст. >0 (4)

Зная окислительно-восстановительные потенциалы, можно определить направление течения реакции. Например:

FeCl₂ + SnCl₄ →FeCl₃ + SnCl₂

Из таблицы находим окислительно-восстановительные потенциалы веществ, изменяющих степени окисления:

Е⁰ _Fe⁺³_{/ Fe}⁺² =0,77 B; Е⁰ _Sn⁺⁴_{/ Sn}⁺² =0,15 B.

Е⁰ >0 будет при условии, если в системе окислитель Fe⁺³/ Fe⁺², а восстановитель Sn⁺⁴/ Sn⁺² и реакция будет протекать в обратном направлении, т.е.:

2FeCl₃ + SnCl₂→ 2FeCl₂ + SnCl₄

Е⁰ = Е⁰_окисл. – Е⁰_восст.= 0,77 – (0,15) = +0,62 В