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 , φ_ок. процесс

окисления

Meⁿ⁺ + ne → Me⁰ , φ_восст. процесс

восстановление

φ_восст. , Me⁰ ↔ Меⁿ⁺ + ne , φ_ок.

φ_восст. = - φ_ок.

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

Стандартные условия: Т = 298К, Р = 1,01• 10⁵ Па, С_М = 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, H₂SO_{4(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.