Рівновага при перебігу окисно-відновних реакцій

Лекція №11 (2 години)

План

1. Типи окисно-відновних реакцій (ОВР).

2. Гальванічні елементи.

3. Напрямок реакцій окиснення-відновлення.

4. Використання окисно-відновних реакцій у хімічному аналізі.

Типи окисно-відновних реакцій (ОВР)

Реакції, в результаті яких змінюються ступені окислення елементів, називають окисно-відновними реакціями (ОВР).

Найважливіші окисники та відновники:

Окисники  сполуки вищих, а відновники  сполуки нижчих ступенів окислення, які може мати даний іон.

Метали проявляють тільки відновні властивості. Якщо метал може мати декілька ступеней окиснення , то ті його сполуки, в яких він проявляє нижчу з них, звичайно, є відновниками (наприклад, Fe²⁺, Sn²⁺, Cr²⁺, Cu⁺). Окисники  сполуки металів, в яких ступінь окиснення металу дорівнює номеру групи, в якій знаходиться метал чи близька до нього (наприклад, FeCl₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, KMnO₄, MnO₂ та інші).

Неметали проявляють позитивну чи негативну окисненість. Тому сполуки, які містять неметал у вищих позитивних ступенях окиснення  окисники, а сполуки, в яких неметал проявляє негативну окисненість  відновники.

Окисно-відновні реакції підрозділяють таким чином:

а) реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновнення). Характерні для сполук, які містять елементи в проміжних ступенях окиснення.

б) реакції внутримолекулярного окиснення-відновлення.

Для сполук, які містять елементи в проміжних ступенях окиснення, характерна окисно-відновна подвійність.

Складання ОВР:

 Скласти схему реакції та вказати вихідні та кінцеві речовини.

 Визначити ступені окиснення елементів у речовинах; відмітити ті речовини, ступінь окиснення яких змінюється.

 Скласти рівняння процесів відновлення та окиснення. Знайти число електронів, що приймають участь під час відновлення та окиснення.

 Скласти рівняння окиснення та відновлення з урахуванням знайденого відношення числа електронів.

Гальванічні елементи

Електрод  сукупність двох контактуючих фаз, одна з яких обов’язково є провідником другого роду (розчином або розплавом електроліту), а друга може бути металевим провідником, напівпровідником. На межі розподілу фаз виникає стрибок потенціалу, який обумовлено електродною реакцією.

Гальванічні елементи  системи, в яких відбувається перетворення енергії хімічної реакції в електричну енергію. Напівреакції, які перебігають на відповідному електроді називають електродними процесами.

Кожен електрод має потенціал, який розраховують за рівнянням Нернста:

де Е⁰ - стандартний електродний потенціал, мВ;

F - число Фарадея (96500 Клмоль);

R - газова стала (8,31 Дж(мольК);

Z - кількість електронів, що приймали участь у реакції;

Ox - рівноважна концентрація окисненої форми, моль/л;

Red - рівноважна концентрація відновленої форми, моль/л.

Рівняння Нернста після спрощення можна записати в наступному вигляді:

Напрямок реакцій окиснення-відновлення

На перебіг ОВР можуть впливати різні фактори:

 Концентрація реагуючих речовин.

 Температура.

 рН середовища.

Використання окисно-відновних реакцій у хімічному аналізі

Окисно-відновні реакції широко застосовуються для якісного визначення катіонів та аніонів.

 Відкриття іонів

1. Наприклад, під час визначення хром(III)-катіонів можна використати їх здатність окиснюватись сильними окисниками у лужному середовищі до іона CrO₄^2-, у кислому - до Cr₂O₇^2-.

а) окиснення катіону Cr³⁺ в лужному середовищі до іона CrO₄^2-:

Найчастіше окиснення проводять гідроген пероксидом або натрій пероксидом. Реакція відбувається за таким рівнянням:

Cr₂(SO₄)₃+3H₂O₂+10NaOH  2Na₂CrO₄+3Na₂SO₄+8H₂O.

2Cr³⁺ + 8OH^--3е  CrO₄^2-+4H₂O 2 (окиснення)

H₂O₂+2H⁺+2е  2H₂O 3 (відновлення)

2Cr ³⁺+3H₂O₂+10OH^-  2CrO₄^2-+8H₂O.

б) окиснення катіону Cr³⁺ в кислому середовищі до іона Cr₂O₇^2-:

Для проведення реакції краще використати калій тетраоксоманганат(VII) KMnO₄ у присутності сульфатної або нітратної кислот, хлоридна кислота сама окиснюється сильними окисниками.

Реакція відбувається за таким рівнянням:

5Cr₂(SO₄)₃+6KMnO₄+11H₂O  5H₂Cr₂O₇+6MnSO₄+3K₂SO₄+6H₂SO₄

2Cr³⁺ + 7H₂O-6е  Cr₂O₇^2-+14H⁺ 5

MnO₄^-+8H⁺+5е  Mn²⁺+4H₂O 6

10 Cr³⁺+6MnO₄^-+11H₂O  5Cr₂O₇^2-+6Mn²⁺+22H⁺.

Іони Cr₂O₇^2- у кислому середовищі взаємодіють із гідроген пероксидом і утворюють хром пероксид синього кольору:

K₂Cr₂O₇+4H₂O₂+H₂SO₄  2CrO₅+K₂SO₄+5H₂O.

Хром пероксид розчиняється у воді, утворюючи надхромову кислоту H₂CrO₆.

2. Окиснення катіону Mn²⁺ в аніон MnO₄^- використовується для виявлення й відокремлення мангану від інших елементів, а також для кількісного визначення мангану. Катіон Mn²⁺ можна окиснити плюмбум діоксидом та іншими окисниками.

 На окисно-відновних реакціях базується ряд методів кількісного аналізу (перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія та інші).

Література: 1 с.50-54; 3 т.1, с.177-192; 4, т.1, с.146-171