Уравнение полуреакции окисления восстановителя na2so3

Задача 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в среде серной кислоты.

Решение. KMnO4 и Na2SO3 – сильные электролиты, поэтому в растворе они практически полностью диссоциируют на ионы. Окисляющим началом является анион MnO4 , в котором марганец находится в степени окисления +7. В то же время у серы в сульфит-анионе имеется ресурс окисления до сульфат-аниона, поэтому он является восстановителем. Известно, что в кислой среде перманганат-анион восстанавливается до Mn 2+ . Поэтому уравнения полуреакций записываются в виде:

2MnO4 – + 8Н + + 5е Mn 2+ + 4 Н2Овосстановление, окислитель KMnO4
53 2– + Н2О – 2е 4 2– + 2Н +окисление, восстановитель Na2SO3

2MnO4 – + 16Н + + 5SО3 2– +5Н2О 2Mn 2+ + 8 Н2О + 5SО4 2– + 10Н +

Можно видеть, как пара Н + – Н2О осуществляет перераспределение кислорода между реагентами и продуктами реакции.

Коэффициенты перед строками уравнений полуреакций отражают требования электронного баланса: количество электронов, принятых окислителем должно быть равно количеству электронов, отданных восстановителем. Суммирование левых и правых частей уравнений реакций с учетом умножения их на указанные коэффициенты дает уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярной форме, приведенное под чертой. Сокращение подобных членов в этом уравнении приводит к более компактной его форме

Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения: .

Пример 3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в нейтральной среде.

Задача 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между сульфатом марганца(II) и перманганатом калия.

Решение. Продуктомэтой реакции является MnO2, следовательно, в роли окислителя выступает анион , а восстановителя – . Составляем уравнение полуреакции, учитывая, что в левой части этих уравнений в качестве перераспределителя кислорода выступает вода.

2MnO4 – + 2Н2О + 3е MnО2 + 4ОН –восстановление, окислитель MnO4
3Mn 2+ + 2Н2О – 2е MnО2 + 4Н +окисление, восстановитель Mn 2+

2MnO4 – + 10Н2О + 3Mn 2+ 5MnО2 + 8ОН – + 12Н + .

Суммирование левых и правых частей уравнений полуреакций с учетом умножения их строк на приведенные коэффициенты дает ионно-молекулярное уравнение, представленное под чертой. С учетом того, что рекомбинация 8Н + и 8ОН – в правой части этого уравнения дает 8 молекул воды, сокращаем воду в левой и правой частях и получаем уравнение

2MnO4 – + 2Н2О + 3Mn 2+ 5MnО2 + 4Н + .

Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения:

.

Пример 4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием органических соединений.

Задача 1. Составьте уравнение реакции окисления этилбензола перманганатом калия в нейтральной среде.

Решение. Роль окислителя в этой реакции выполняет перманганат-анион, а восстановителя – этилбензол, . В нейтральной среде перманганат-анион переходит в , а этилбензол деструктивно окисляется до бензойной кислоты и углекислого газа. В этой связи уравнение полуреакций записывается в виде

4MnO4 – + 2Н2О + 3е MnО2 + 4ОН –восстановление, окислитель MnO4
1 + 4Н2О – 12е + + 12Н +окисление, восстановитель

4MnO4 – + 12Н2О + 4MnО2 + + + + 12 Н2О + 4ОН –

Сокращая воду в левой и правой частях полученного уравнения и учитывая взаимодействия

+ ОН – + Н2О

+ 2ОН – + Н2О,

приходим к уравнению

4MnO4 – + 4MnО2 + + +2Н2О+ ОН —

Переходим к молекулярной форме уравнения:

4КМnO4 + 4MnО2 + + +2Н2О+ + КОН.

Пример 5.Определение окислительно-восстановительных молярных масс эквивалентов.

Задача 1. Чему равен эквивалент окислителя в реакции ?

Решение. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число принятых (или отданных) электронов. В приведенной реакции окислителем является r=158, М=158г/моль), а процесс восстановления идет по схеме .

Следовательно, молярная масса эквивалента окислителя равна

(г/моль).

Пример 6.Определение направления окислительно-восстановитель­ной реакции по величине окислительно-восстановительных потенциалов (Red-Ox-потенциалов).

Задача 1. Возможно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать в следующих процессах при стандартных условиях:

а) ;

б) ;

в)

г) .

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

.

Решение. Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо определить ЭДС ( E, ):

,

где – потенциал окислителя; – потенциал восстановителя.

Реакция возможна, если E ( ) >0.

Для выяснения возможности протекания окислительно-восстановитель­ных реакций определяем ЭДС следующих систем:

а)

E=1,33-2,85= -1,52В;

б)

E =1,33-1,36= -0,03В;

в)

E =1,33-1,06= +0,27В;

г)

E =1,33-0,54= +0,79В.

Таким образом, дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

.

Пример 7. Определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции по величине изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала).

Задача 1.Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции

,

если стандартные значения энергии Гиббса равны:

; ;

; .

Решение.Определяем процесса

;

= + – 3 =

=2(-79,91) + 86,69 – 3(51,84) – (-237,5)=8,65кДж.

Так как > 0, то протекание данной реакции возможно только в обратном направлении, т.е. справа налево.

1.8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1)процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов, соединенных друг с другом металлическим проводником (внешней цепи) и ионного проводника между ними (растворы или расплавы электролитов).

1.8.1. Гальванические элементы

При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Эту реакцию можно проводить таким образом, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, а электроны перемещались от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Устройства, при помощи которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами, или химическими источниками электрической энергии.

Одним из первых гальванических элементов был сконструирован гальванический элемент Якоби-Даниэльса. Это устройство состоит из двух электродов — металлических пластин (цинковой и медной), помещённых в раствор электролитов (солей цинка и меди), разделенных пористой перегородкой, и соединённых проводником.

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом.

Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

окисление

восстановление

Используют специальную форму записи гальванического элемента, в которой указывают анод, поверхность раздела, первый электролит, электролитический ключ, второй электролит, катод и направление движения электронов во внешней цепи:

Т.о., цинковая пластина начинает растворяться, а на медной пластине начинает осаждаться медь, пока равновесие не восстановится.

Электрический ток, протекающий по внешней цепи, может совершать полезную работу, которая равна произведению количества прошедшего электричества на напряжение:

где: n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе;

F – число Фарадея (F = 96500 Кл/моль);

DE – электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС).

В то же время максимальная полезная работа равна изменению свободной энергии Гиббса реакции: Amax = — ∆G.

Работа гальванического элемента процесс самопроизвольный (∆G n+ + ne

— — — Металл — — — —+ + + + + + + + + + Раствор + + + +
Рис.1 Строение двойного электрического слоя на границе раздела металл-раствор

Металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла, в результате чего на границе металл–раствор возникает двойной электрический слой (рис.1). Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

Наряду с окислением металла протекает обратная реакция – восстановления ионов металла до атомов. При некотором значении электродного потенциала, который называется равновесным электродным потенциалом, устанавливается равновесие

М + m H2O M(H2O)m n+ + ne

или без учета гидратационной воды: М M n + + ne.

Дата добавления: 2014-12-05 ; просмотров: 6905 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4 — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

  • Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
  • Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO3 2- → 5SO4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO4 2- — 5SO4 2- = 3SO4 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H2O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H +кислая среда, OH —щелочная среда и H2Oнейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO3 2- + MnO4 — + 2H + = Mn 2+ + SO4 2- + H2O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO4 — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O

Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H2O |2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + H2O — 2e — = SO4 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO4 — + 16H + + 5SO3 2- + 5H2O = 2Mn 2+ + 8H2O + 5SO4 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO4 — + 5SO3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO4 2- + 3H2O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4 — , а восстановителем SO3 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + 2H2O + 3e — = MnО2 + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО4 2- . Восстановитель SO3 2- — окисляется до SO4 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO4 — + e — = MnО2 |2 окислитель, процесс восстановления

SO3 2- + 2OH — — 2e — = SO4 2- + H2O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: KMnO4 + Na2SO3+ H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

  • Все категории
  • экономические 43,300
  • гуманитарные 33,630
  • юридические 17,900
  • школьный раздел 607,282
  • разное 16,837

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.


источники:

http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/metod-elektronnogo-balansa-ionno-elektronnyj-metod-metod-polureakcij.html

http://www.soloby.ru/996318/%D0%B8%D1%81%D0%BF%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D0%B7%D1%83%D1%8F-%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE-%D0%B1%D0%B0%D0%BB%D0%B0%D0%BD%D1%81%D0%B0-%D1%81%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%B2%D1%8C%D1%82%D0%B5-%D1%83%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5-%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8