4.3.6. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

При складанні рівнянь ОВР застосовуються два методи — метод електронного балансу і метод йонно-електронний (метод напівреакцій).

За допомогою методу електронного балансу розрахунок кількостей прийнятих і відданих електронів здійснюється відповідно до значень ступенів окиснення атомів до і після реакції. Послідовність дій при цьому методі така:

1. Скласти схему реакції із зазначенням вихідних речовин і продуктів реакції.

2. Визначити ступінь окиснення атомів у речовинах правої і лівої частин схеми; зазначити атоми, ступінь окиснення яких змінюється.

3. Скласти рівняння процесів окиснення і відновлення; знайти баланс кількості електронів, відданих при окисненні і прийнятих при відновленні, шляхом уведення множників, що визначають з найменшого кратного для коефіцієнтів у процесах окиснення і відновлення.

4. Розставити отримані окисно-відновні коефіцієнти в схемі реакції.

5. Розставити відсутні коефіцієнти перед формулами всіх речовин у лівій і пра­вій частинах рівняння і перевірити матеріальний баланс рівняння.

П р и к л а д. Складання рівняння окисно-відновної ре­акції магнію з розведеною нітратною кислотою.

1. Записуємо схему реакції:

Мg + НNO₃ → Мg(NO₃)₂ + N₂O + Н₂O.

2. Знаходимо окисник і відновник:

0 +5 -2 +1

Мg + НNO₃ → Мg(NO₃)₂ + N₂O + Н₂O.

Мg — відновник, НNO₃ — окисник.

3. Складаємо рівняння електронного балансу:

Відновник Мgº – 2еˉ = Мg⁺² 4 – окиснення

8

Окисник 2N⁺⁵ + 8еˉ = 2N⁺¹ 1 – відновлення

Для напівреакції окиснення коефіцієнтом є чотири, а для напівреакції відновлення — одиниця.

4Мg + 2N⁺⁵ → 4Мg⁺² + 2N⁺¹.

4. Розставляємо отримані коефіцієнти в схемі реакції:

4Мg + НNO₃ → 4Мg(NO₃)₂ + N₂O + Н₂O.

5. Складаємо рівняння реакції:

4Мg + 10НNO₃ → 4Мg(NO₃)₂ + N₂O + 5Н₂O.

Метод йонно-електронний (метод напівреакцій). Цей метод грунтується на складанні йонних рівнянь для процесу окиснення і відновлення з наступним підсумовуванням їх у загальне рівняння. Послідовність дій при цьому методі така:

1. Визначити ступінь окиснення атомів у схемі реакції.

2. Скласти йонну схему реакції.

3. Записати йонні рівняння напівреакцій окиснення і відновлення, зрівняти в лівій і правій частинах рівнянь кількість атомів кожного елемента, додаючи для балансу відповідні речовини і продукти дисоціації молекул води.

4. Підсумувати рівняння обох напівреакцій з урахуванням електронного балансу.

5. Записати рівняння реакції, використовуючи коефіцієнти електронного балансу.

П р и к л а д. Рівняння окисно-відновної реакції між натрій сульфітом Nа₂SO₃ і калій перманганатом КМnO₄ у кислому середовищі Н₂SO₄ складаємо в такий спосіб:

1. Визначаємо ступінь окиснення атомів у схемі реакції:

+4 +7 +6 +2

Nа₂SO₃ + КМnO₄ + Н₂SO₄ → Na₂SO₄ + МnSO₄ + К₂SO₄ + Н₂O.

2. Складаємо йонну схему реакції:

SO₃²ˉ + МnO₄ˉ + Н⁺ → SO₄^2ˉ + Мn²⁺.

3. Записуємо рівняння напівреакцій окиснення й відновлення і вирівнюємо число атомів кожного елемента, додаючи для балансу атомів відповідні речовини.

SO₃²ˉ – 2еˉ + Н₂О = SO₄^2ˉ + 2Н⁺ 5 – окиснення

10

МnО₄ˉ + 5еˉ + 8Н⁺ = Мn²⁺ + 4Н₂O 2 – відновлення

Рівняння напівреакції окиснення має такий йонно-електронний вигляд:

5SO₃²ˉ – 10еˉ + 5Н₂O = 5SO₄^2ˉ + 10Н⁺

Рівняння напівреакції відновлення має такий йонно-електронний вигляд:

2МnО₄ˉ+ 10еˉ + 16Н⁺ = 2Мn²⁺ + 8Н₂O.

4. Підсумовуємо рівняння обох напівреакцій:

5SO₃²ˉ – 10еˉ + 5Н₂О = 5SO₄^2ˉ + 10Н⁺

2МnО₄ˉ + 10еˉ + 16Н⁺ = 2Мn²⁺ + 8Н₂O

_______________________________________________________________________

5SO₃²ˉ + 2МnО₄ˉ + 6Н⁺ = 5SO₄^2ˉ + 2Мn²⁺ + 3Н₂O

5. Записуємо рівняння реакції:

5Nа₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3Н₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 2МnSO₄ + К₂SO₄ + 3Н₂O.

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій за допомогою методу напівреакцій приводить до того самого результату, що і метод електронного балансу. Перевага методу напівреакцій порівняно з методом електронного балансу в тому, що в ньому застосовуються не гіпотетичні, а реально існуючі йони. У розчині немає йонів Мn⁺⁷, Сг⁺⁶, S⁺⁶, а є йони МnO⁴ˉ, СгО₄²ˉ, Сr₂O₇²ˉ, SO₄^2ˉ. При цьому методі виявляється роль середовища як активного учасника всього процесу. При використанні методу напів реакцій не треба знати всі продукти реакції, вони з’являються в рівнянні реакції при виведенні його. Однак метод електронного балансу менш трудомісткий, і він часто використовується для визначення коефіцієнтів хімічного рівняння, коли всі учасники реакції визначені.

Окисно-відновні реакції — найрозповсюдженіші в природі і техніці. Вони є основою життєдіяльності: фотосинтезу, дихання, обміну речовин. їх можна спостерігати при згорянні палива, при електролізі, у процесах корозії металів. Окисно-відновні реакції є основою металургійних процесів. З їхньою допомогою одержують багато яких хімічних речовин. Завдяки цим реакціям відбувається перетворення хімічної енергії на електричну в гальванічних елементах і акумуляторах.

Запитання і завдання для контролю і самоконтролю знань

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Розкрийте умови і характер перебігу окисно-відновного процесу.

3. Як залежить перебіг окисно-відновного процесу від реакції середовища? Наведіть приклади.

4. Перелічіть типи окисно-відновних реакцій.

5. Які речовини в окисно-відновних реакціях називаються відновниками, а які – окисниками? Назвіть найголовніші відновники й окисники.

6. Розкрийте роль окисно-відновних реакції в природі і техніці.

7. Визначте ступінь окиснення Сr в таких сполуках: К₂СrО₄, Сr₂О₃, Fе(СrО₂)₂, К₂Сr₂О₇, Сr₂(SО₄)₃.

8. Вкажіть, які з приведених процесів являють собою окиснення, а які – відновлення: S → SO ; S → S ; Sn → Sn ; К → К⁺; Вr₂ → 2Вr ; 2Н⁺ → Н₂; Н₂ → 2Нˉ; Сlˉ→ СlО ; V²⁺ → VO³ˉ; IО → I₂ ; МnО → МnО .

Лекція 4.4. ЕЛЕКТРОХІМІЧНІ ПРОЦЕСИ

План

4.4.1. Гальванічний елемент

4.4.2. Електродні потенціали

4.4.3. Ряд електрохімічних потенціалів металів

4.4.4. Електроліз

4.4.5. Корозія та захист металів

Література

/1/ - Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, ВТФ

«Перун», 2002. – 480 с. (Розділ 10. § 10.2-10.4).

/2/ - Глинка Н. Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

(Глава ІХ. § 98-103).

4.4.1. Гальванічний елемент

Характерною властивістю металів є їх здатність лише віддавати електрони. тобто вільні метали можуть виступати тільки в ролі відновників.

Здатність металів до утворення вільних позитивно заряджених йонів яскраво виявляється в реакціях витіснення металів з їхніх солей іншими, активнішими металами або під час взаємодії з кислотами-неокисниками. Наприклад, під час взаємодії цинку з хлоридною або розбавленою сульфатною кислотою відбувається окисно-відновна реакція витіснення Гідрогену цинком.

Здатність різних металів віддавати електрони оцінюють за реакціями витіснення цих металів з їхніх солей іншими металами. Так, якщо цинкову пластинку занурити в розчин купрум сульфату, то відбудеться окисно-відновна реакція

Zn + Сu²⁺ = Сu↓ + Zn²⁺.

Рис. 5. Схема мідно-цинкового гальванічного елемента

Ця реакція відбувається, наприклад, у гальванічному елементі, в якому цинкова пластинка (один електрод) занурена у розчин цинк сульфату, а мідна (другий електрод) — у розчин купрум(ІІ) сульфату. Сполучивши цинковий та мідний електроди з галь­ванометром і з’єднавши розчини U-подібною трубкою, заповненою розчином електроліту КNO₃, дістають гальванічний елемент (елемент Якобі-Даніеля, рис. 5).

Після встановлення у гальванічному колі контакту стрілка гальванометра відхиляється у напрямку до мідного електрода. Це свідчить про те, що під час роботи гальванічного елемента електрони рухаються від цинкового електрода до мідного.

Гальванічний елемент — це прилад, що служить для перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції на електричну. У гальванічному елементі електрони переходять від віднов­ника до окисника не безпосередньо, а по провіднику електричного струму — по зовнішньому колу. Цей напрямлений потік електронів і є електричним струмом.

На цинковому електроді елемента Якобі-Даніеля відбувається розчинення цинку з перетворенням його атомів на йони, тобто процес окиснення:

Znº – 2еˉ = Zn²⁺,

а вивільнені електрони по провіднику переходять на мідний електрод, де відбувається розряджання катіонів Купруму (процес відновлення), що супроводжується виділенням металічної міді:

Сu²⁺ + 2еˉ = Сuº↓.

Сумарне рівняння реакції, внаслідок якої у колі виникає електричний струм, матиме вигляд:

Znº + Сu²⁺ = Zn²⁺ + Сuº↓,

або в молекулярній формі: 

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄.

Схематично гальванічний елемент Якобі-Даніеля зображують так:

,

або (–) Zn ZnSO₄  CuSO₄ Cu (+).

Із схеми видно, що в розчині катіони Zn²⁺ і Сu²⁺ переміщуються від цинкового електрода до мідного, а аніони SO₄²ˉ — у зворотному напрямку. Електрод, на якому відбувається процес окиснення, називається анодом, а електрод, на якому відбувається процес відновлення, — катодом. У мідно-цинковому елементі анодом є цинковий електрод, а катодом — мідний.

Електричний струм, що проходить по зовнішньому колу гальванічного елемента, здатний виконувати певну корисну роботу. Величина роботи, яку можна виконати внаслідок перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції, що відбувається в гальванічному елементі, залежить від величини струму, який виникає в цьому елементі.

Електрорушійною силою гальванічного елемента Е° називається максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках. Електрорушійна сила гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів між його електродами.

Величину Е° можна обчислити за різницею стандартних електродних (окисно-відновних) потенціалів φ°. Так, для реакції, що відбувається в елементі Якобі—Даніеля,

Е° = φ°_Cu – φ°_Zn.

Для обчислення Е від величини потенціалу катода слід відняти величину потенціалу анода. В гальванічному елементі, як уже зазначалось, катодом є позитивно заряджений електрод, анодом — негативно заряджений (під час електролізу — навпаки).

Якщо стандартна е. р. с. гальванічного елемента Е° має додатну величину (ΔGº < 0), то це означає, що дана реакція йде в прямому напрямку, а якщо від’ємну — у зворотному.

Поляризація – це зміна величини електродного потенціалу катода чи анода через зміну стану поверхні електрода – утворення нерозчинних солей, оксидних і газових плівок, які виникають на поверхні електрода при роботі гальванічного елемента.

Н а п р и к л а д, для гальванічного елемента:

Zn|H₂SO₄|Cu на катоді відбувається процес: 2H⁺ + 2еˉ → H₂↑.

Хімічна поляризація в цьому випадку обумовлена утворенням газової плівки водню, що ізолює поверхню катода від розчину електроліту, в наслідок чого зменшується е. р. с.

Концентраційна поляризація електродів виникає за рахунок зміни концентрації йонів у приповерхневому шарі електрода, що впливає на величину потенціалу електрода.

Н а п р и к л а д, при роботі мідно-цинкового гальванічного елемента:

Zn ZnSO₄  CuSO₄ Cu зростає концентрація йонів Zn²⁺ біля анода і зменшується концентрація йонів Сu²⁺ біля катода, це призводить до зближення потенціалів катода і анода, тобто до зменшення е. р. с.

Усунення або зниження поляризації називається деполяризацією. Концентраційна поляризація зменшується за рахунок перемішуванням електроліту, а хімічна – введенням деполяризаторів.