СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА.

1. Начиная с первого элемента первого в уравнении соединения, последовательно вычислить степени окисление всех элементов:

а) атомы элементов, молекулы простых веществ и соединений зарядов не имеют. В соединениях число зарядов положительных (+) равняется числу зарядов отрицательных (-);

б) начинать расчет степеней| окисления элементов в соединениях нужно с|с| тех элементов, которые|какие| имеют постоянные степени| окисления :

- элементы 1, II, III групп главных|головных| подгрупп имеют постоянные положительные степени| окисления, которые численно равняются номеру группы;

- Гидроген (водород) в большинстве соединений имеет степень окисления (+1);

- Оксиген ( кислород) в большинстве соединений имеет степень окисления( -2).

в) заряд иона кислотного остатка всегда отрицательный и равняется числу атомов Гидрогена в составе молекулы соответствующей кислоты: H2 +(SO4)2- ; H3 +(АsO4)3- и тому подобное.

г) степень окисления кислотообразующего элемента в составе кислотного остатка не изменяется при переходе кислотного остатка от одного соединения к|до| другому.

H+N+5O3-2 NaN+5O3 → Cr(N+5O3)3 и тому подобное.

 

2. Определить элементы, которые|какие| изменили|сменили| степени| окисления в ходе реакции.

3. Составить|сдавать| электронные уравнения для элементов, которые|какие| изменили|сменили| степени| окисления.

4. Составить электронный баланс с помощью|посредством| первичных коэффициентов: число электронов, которые отдают атомы восстановителя, должно равняться числу электронов, которые принимают атомы окислителя.

5. Глядя|смотря| на уравнение, придите к выводу: можно ли реализовать первичные коэффициенты как числа атомов элементов в реакции. В случае потребности коэффициенты удваивают или уменьшают вдвое.

6. Уравняйте числа атомов элементов, которые изменили|сменили| степень окисления путем расстановки коэффициентов.

7. Уравняйте числа атомов металлов ( или кислотных остатков) в обеих частях уравнения.

8. Уравняйте число атомов Гидрогена.

9. Путем подсчета|вычисления| атомов Оксигена в левой и правой| частях уравнения определите правильно ли составлено|составное| уравнение .

10. Определите процесс окисления, процесс восстановления|восстановления|, окислитель и восстановитель.

 

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО - |окисный| ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ:

1. Межмолекулярное окисление – восстановление|восстановление|: окислитель и восстановитель находятся в разных|различных| молекулах.

10 Al0 + 6KMn+7O4 + 24H2SO4 → 5Al2+3 (SO4)3 + 3K2SO4 + 6Mn+2SO4 + 24H2O

B | Al0 - 3e → Al+3 | 5 |10 | процесс окисления

O | Mn+7 +5e → Mn+2 | 3 |6 | процесс восстановления

2. Внутримолекулярное окисление – восстановление|восстановление|: окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле.

(N-3H4)2Cr2+6 O7 → Cr2+3 O3 + N20 + 4H2O

B | N-3 -3e → N0 | 1 | 2 | процесс окисления

O | Cr+6 + 3e → Cr+3 | 1 | 2 | процесс восстановления

3. Самоокисление - самовосстановление|восстановление| ( диспропорционирование): окислитель и восстановитель – это есть один и тот же элемент, который|какой| находится в составе одной молекулы.

3H2S+4O3→ 2H2S+6O4 + S0 +H2O

B | S+4 -2e → S+6 |2 | процесс окисления

O | S+4 + 4e → S0 |1 | процесс восстановления

 

РАСПРОСТРАНЕНИЕ И ЗНАЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО|окисный| – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

1. Процессы минералообразования|.

2. Процессы жизнедеятельности живых организмов.

3. Технологические процессы.

4. Электрохимические процессы.

 

Э Л Е К Т Р О Х И М И Я

1. Гальванические элементы.

2. Коррозия металлов.

3. Электролиз.

Электрохимия - это раздел химии, который|какой| изучает взаимные превращения|преобразование| химической и электрической энергий.

Основные понятия электрохимии

1. Электрод– это система, которая состоит из проводника I рода ( металл, графит.), погруженного в проводник ІІ рода ( раствор или расплав электролита ).

2. Электродный процесс– это процесс, который происходит на границе: проводник I рода – проводник ІІ рода.

3. Анод– электрод, на котором происходит процесс окисления ( отдача электронов ).

4. Катод– электрод, на котором происходит процесс восстановления ( присоединение электронов ).

5. Электродный потенциал– энергия, которая выделяется или поглощается в ходе электродных процессов (φ, В ).

Ме0 → Меn+ + ne , φок. процесс

окисления

Men+ + ne → Me0 , φвосст. процесс

восстановление

φвосст. , Me0 ↔ Меn+ + ne , φок.

φвосст. = - φок.


Если электродные процессы происходят при стандартих условиях, то потенциалы называются стандартными φ0, В

Стандартные условия: Т = 298К, Р = 1,01• 105 Па, СМ = 1 моль / л

Таблица значений стандартных электродных потенциалов восстановления ( Меn+) позволяет определить:

1. Сравнительную электрохимическую активность металлов: чем меньше значение потенциала восстановления|восстановления| иона, тем активнее металл.

2. Способность металлов вытеснять другие металлы из|с| растворов их солей: каждый предыдущий|предварительный| вытесняет все последующие.

3. Способность металлов вытеснять водород из кислот – неокислителей (HCl, HBr, HI, H2SO4(разб.), и тому подобное): если значение потенциала < 0 ( то есть отрицательное) – то вытесняет.

Значения электродных потенциалов зависят от: температуры, концентрации электролита, давления ( для газовых систем ). Зависимость выражена в уравнении Нернста( Вальтер Нернст 1864 – 1941, нем.)

φ = φ0 + RT ∕ nF ∙ ln [Men+],

φ – электродный потенциал при условиях, отличающихся от стандартных; φ0- стандартный электродный потенциал R – универсальная газовая постоянная T – абсолютная температура n – число электронов, которые принимают участие в процессе F – число Фарадея ( F = 96500Кл / моль ) ln [Men+]– натуральный логарифм концентрации катионов металла в электролите

Для вычисления|исчисления| потенциалов при условиях, отличающихся от стандартных только концентрацией электролита, используют приведенное|сводит| уравнение Нернста:

φ = φ0 + 0,059 ∕ n ∙ lg [Men+]

 

Г А Л Ь В А Н И Ч Е С К И Е Е Л Е М Е Н Т И –

это системы, которые состоят из двух электродов, |какие| имеющих разные|различные| потенциалы и соединенные внешней и внутренней цепью.

Анодомв таких системах будет тот из двух металлов, который имеет меньшее значение электродного потенциала восстановления иона φ Меn+∕ Ме0, В. На аноде всегда происходит процесс окисления, который сопровождается образованием свободных электронов. Анод имеет знак (-). От анода электроны двигаются к катоду, где принимают участие в процессе восстановления ионов из электролита. Катод имеет знак (+).

Сила, которая двигает электроны от аноду к катоду называется электродвижущей силой (ЭДС, В). Она тем больше, чем больше разница значений электродных потенциалов анода и катода.