20. Метод электронного баланса

21. Ионно-электронный метод (для водных растворов) Экзаменационный билет № 20

1. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов.

Для того, чтобы пространственно разделить процессы окисления (анод 2I^- - 2ē=I₂) и восстановления (катод Fe⁺³ + ē = Fe⁺²), используют прибор – гальванический элемент – позволяет превратить энергию химической реакции в электрическую энергию. Состоит из двух пространственно разделенных частей – полуэлементы или электрохимические ячейки. В одном полуэлементе будут проходить процессы окисления, в другом - процесс восстановления. Между этими полуэлементами должна существовать электрическая связь. Она осуществляется с помощью электрической цепи, в которую включены два электрода 3 и 4 и между ними – амперметр. Электрод, на поверхности которого происходит процесс окисления, называют анодом. Поскольку окислению подвергаются отрицательно заряженные ионы (способны отдать электроны), отрицательно заряженные ионы получили название анионов. Электрод, на котором происходит процесс восстановления – катод. Положительно заряженные ионы – катионы. Для того, чтобы в цепи мог протекать электрический ток, должны выполняться следующие условия: наличие заряженных частиц (электронов и ионов), наличие разности потенциалов (обеспечивается наличием пространственно разделенных положительного и отрицательного заряда), замкнутость цепи. Условия протекания реакции при t=25^oC, P=1атм., конц. р-ров 1 моль/л называют стандартными. Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода не представляется возможным, поэтому его измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принимают за нуль при всех значениях температуры. Если при одних и тех же условиях измерить ЭДС цепи, возникающей в гальваническом элементе, одна из ячеек которого – водородный электрод, а во второй содержится система Mⁿ⁺/M^o, то полученные величины ЭДС называют стандартным электродным потенциалом этой системы. С ростом потенциала полуреакции окисленная форма/восстановленная форма (слева направо в ряду стандартных электродных потенциалов) уменьшаются восстановительные свойства восстановленной формы и увеличиваются окислительные свойства окисленной формы. Например, металлы Li и Ba проявляют гораздо более восстановительную способность, чем ионы H⁺. Поэтому эти металлы способны восстанавливать водород из кислот. При этом происходят следующие процессы: Li^o – ē = Li⁺ 2H⁺ + 2ē = H₂

Медь оказывается более слабым восстановителем, чем протоны, поэтому медь не восстанавливает водород из кислот. Но она оказывается более сильным восстановителем, чем катионы Fe²⁺

Поэтому возможно протекание следующей реакции: FeCL₃ + Cu = CuCL₂ + FeCL₂

Зависимость потенциала электрода от концентрации ионов выражается формулой Нернста: E_x=E_o + RT/nF∙ln c

Где E_o- нормальный потенциал, R-газовая постоянная, T-абсолютная температура, n-степень окисления иона, F-число Фарадея-96500 кулонов, c-концентрация ионов металла в растворе. Подставив числовые значения и коэффициент перевода натуральных логарифмов в десятичные, получим: E_x= E_o + 0,058/n∙lg c. Если опустить серебряную проволоку в раствор определенной концентрации ионов серебра, то ее потенциал определится:

E_x= E_o + 0,058 lg [Ag⁺]. Окислительно - восстановительные реакции могут протекать в различных средах: в кислой (избыток ионов H⁺), нейтральной (H₂O), и щелочной (избыток OH^-). В зависимости от среды может измениться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, MnO₄ ^-- ион в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺ (бесцветный раствор), в нейтральной – до MnO₂ (бурый осадок), а в щелочной до MnO₄^2- (раствор зеленого цвета).

Обычно для создания кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную кислоту применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия. Пример: взаимодействие Na₂SO₃ – сульфит натрия (восстановитель) с перманганатом калия KMnO₄ (окислитель).

В кислой среде: SO₃^2- + MnO₄^- → SO₄^2- + Mn²⁺ + ….

SO₃^2- + H₂O - 2ē = SO₄^2- + 2H⁺ 5

MnO₄^- +8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O 2

5SO₃^2- + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5SO₄^2- + 2Mn²⁺ + 3H₂O

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 3H₂O

В нейтральной или слабощелочной среде:SO₃^2- + MnO₄^- → SO₄^2- + MnO₂ + …

SO₃^2- + H₂O - 2ē = SO₄^2- + 2H⁺ 3

MnO₄^- +2H₂O + 3ē = MnO₂ + 4OH^- 2

3SO₃^2- + 2MnO₄^- + H₂O = 3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OH^-

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO2 + 2KOH

В сильнощелочной среде: SO₃^2- + MnO₄^- → SO₄^2- + MnO₄^2- + ….

SO₃^2- + 2OH^- - 2ē= SO₄^2- + H₂O

MnO₄^- +1ē = MnO₄^2-

SO₃^2- + 2MnO₄^- + 2OH^- = SO₄^2- + 2MnO₄^2- + H₂O

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O