Ионно-обменные реакции между ионами, страница 3

- 2ē = 1

+ 1ē = 2

Как следует из этого уравнения одна молекула HNO₂ является восстановителем, превращаясь в одну молекулу HNO₃, а две другие ее молекулы выступают в роли окислителя, образуя две молекулы NO.

Существуют вещества, в молекулах которых есть атомы, способные отдавать, и атомы, способные принимать электроны. Разложение этих веществ представляет собой реакцию внутримолекулярного окисления-восстановления:

( H₄)_{2 2}O₇ = ₂ + ₂O₃ + 4H₂O;

2 – 6ē = ₂ 6 1

2 + 6ē = 2 6 1

В этой реакции азот в ионе NH₄⁺ отдает электроны хрому в дихромат-ионе.

Влияние реакции среды на направление окислительно-восстановительных реакций

Реакция среды играет существенную роль в направлении протекания окислительно-восстановительных реакций. Это можно показать на примере окисления сульфита натрия перманганатом калия в кислой, нейтральной и щелочной среде. Во всех случаях сульфит окисляется до сульфата. Перманганат калия восстанавливается в различной степени в зависимости от реакции среды: в кислой среде – до , в нейтральной – до , а в сильнощелочной среде – до .

5Na₂ O₃ + 2K O₄ + 3H₂SO₄ =

= 5Na₂ O₄ +2 SO₄ +K₂SO₄ +3H₂O;

- 2ē = 5

+ 5ē = 2

3Na₂ O₃ + 2K O₄ + 3H₂O = 3Na₂ O₄ + 2 O₂ + 2KOH;

- 2ē = 3

+ 3ē = 2

Na₂ O₃ + 2K O₄ + 2KOH = Na₂ O₄ + 2K₂ O₄ + H₂O;

- 2ē = 1

+ 1ē = 2

Определение эквивалентной массы в окислительно-восстановительных реакциях

Эквивалентная масса (Э) - масса одного моль-эквивалента - окислителя или восстановителя определяется делением молярной массы окислителя или восстановителя на число принятых или отданных электронов соответственно. Эквивалентная масса перманганата калия будет различной в зависимости от реакции среды: M(KMnO₄) = 158 г/моль,

в кислой среде:

г/моль-экв;

в нейтральной среде:

г/моль-экв;

в сильнощелочной среде:

г/моль-экв.

Пример решения типовой задачи

Задача. Сколько литров сероводорода, измеренных при нормальных условиях, можно окислить 500 мл 0,2 н раствора дихромата калия в кислой среде?

Необходимо написать уравнение реакции и, составив электронный баланс, расставить коэффициенты в уравнении реакции:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3S +Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O;

- 2ē = 6 3

2 + 6ē = 2 2 1

Чтобы коэффициенты в уравнении реакции были наименьшими, необходимо коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, уменьшить в два раза. Однако соотношение между ними должно оставаться прежним.

Определяем массу дихромата калия, содержащуюся в 500 мл 0,2 н раствора, исходя из определения нормальности: , отсюда m = ·Э·V.

Необходимая для этого расчета эквивалентная масса определяется, как указывалось ранее, делением молярной массы дихромата калия, равной 294 г/моль, на число принятых этой молекулой электронов:

г/моль-экв.

Масса K₂Cr₂O₇ будет равна

m(K₂Cr₂O₇) = C_н·Э (K₂Cr₂O₇)·V = 0,2·49·0,5 = 4,9 г.

Из уравнения реакции следует:

3 моля H₂S реагируют с 1 моль K₂Cr₂O₇,

3 · 22,4 л H₂S реагируют с 294 г K₂Cr₂O_7,

V(H₂S) л H₂S реагирует с 4,9 г K₂Cr₂O₇.

л.

Ответ: можно окислить 1,12 л сероводорода.

Электролиз

Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, протекающая при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Если в водный раствор электролита или его расплав опустить электроды, соединенные с источником постоянного тока, то хаотичное движение ионов становится направленным: катионы двигаются к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы – к аноду (положительно заряженному электроду).

С катода электроны переходят к положительно заряженным ионам, в результате чего они превращаются в нейтральные атомы, следовательно, на катоде происходит процесс восстановления. Катод является самым сильным восстановителем.

Отрицательно заряженные ионы отдают электроны аноду и также разряжаются. На аноде происходит процесс окисления.

При пропускании электрического тока через водные растворы солей металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больше –0,41 В (потенциал водорода при [H⁺] = 10^-7 моль/л), на катоде восстанавливаются ионы металлов:

Meⁿ⁺ + 2ē = Me.

Если же стандартный электродный потенциал металла меньше –0,41 В, то происходит восстановление молекул воды:

2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^-.

В реальных условиях молекулы воды восстанавливаются только при электролизе водных растворов солей очень активных

металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия включительно.

Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе их выделение на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного электродного потенциала, т. е. сначала восстанавливаются Au³⁺, затем Ag⁺, Cu²⁺ и Fe^2+..

В кислой среде на катоде восстанавливаются ионы водорода

2H⁺ + 2ē = H₂↑

На аноде происходит окисление анионов или молекул воды. Легче всего окисляются анионы бескислородных кислот (S^2-, J^-, Br^-, Cl^-):

2Cl^- - 2ē = Cl₂.

Если раствор содержит анионы кислородных кислот (SO , N C P ), то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды с выделением кислорода:

2H₂O – 4ē = O₂↑ + 4H⁺.

В щелочной среде происходит окисление гидроксид-иона с образованием кислорода

4ОН^- - 4ē = О₂↑ + 2Н₂О.

Такие процессы протекают, если электролиз происходит на нерастворимых электродах, т. е. на таких, материал которых не принимает участия в электролизе. Нерастворимые электроды изготавливают из золота, платины или графита.

В случае растворимого анода происходит окисление самого анода. Образовавшиеся ионы металла переходят в раствор и восстанавливаются на катоде, т. е. происходит перенос металла с анода на катод.

Типовые примеры электролиза веществ

Пример 1. Электролиз расплава хлорида натрия на инертных электродах.

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^-.

Катод (-): Na⁺ + 1ē = Na.

Анод (+): 2Cl^- - 2ē = Cl₂↑.

Пример 2. Электролиз расплава гидроксида натрия на инертных электродах.

NaOH ⇄ Na⁺ + OH^-.

Катод (-): Na⁺ + 1 ē = Na.

Анод (+): 4OH^- - 4 ē = O₂↑ + 2H₂O.

Пример 3. Электролиз раствора хлорида натрия на инертных электродах.

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^-.

Катод (-): 2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^-.

Анод (+): 2Cl^- - 2ē = Cl₂↑.

В растворе остаются ионы натрия и гидрокид-ионы, т. е. при электролизе образуется гидроксид натрия.

Пример 4. Электролиз раствора сульфата натрия на инертных электродах.

Na₂SO₄ ⇄ 2Na⁺ + SO .^.

Катод (-): 2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^-.

Анод (+): 2H₂O – 4ē = O₂↑ + 4H⁺.

В этом случае электролизу подвергается вода.

Пример 5. Электролиз раствора сульфата меди на инертных электродах.

CuSO₄ ⇄ Cu²⁺ + SO .

Катод (-): Cu²⁺ + 2ē = Cu.

Анод (+): 2H₂O – 4ē = O₂↑ + 4H⁺.

Пример 6. Электролиз раствора сульфата меди с медными электродами.

CuSO₄ ⇄ Cu²⁺ + SO .

Катод (-): Cu²⁺ + 2ē = Cu.

Анод (+): Cu - 2ē = Cu²⁺.

Закон электролиза

Количество вещества, выделившееся на катоде и аноде, зависит от числа электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, т. е. от количества электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита. Эта зависимость выражается законом Фарадея:

массы веществ, выделившиеся на электродах, пропорциональны количеству прошедшего электричества через раствор или расплав электролита и химическому эквиваленту. При прохождении через раствор или расплав электролита 96500 Кл на электродах выделяется один моль эквивалентов вещества (постоянная Фарадея).

,

где m – масса вещества, выделившегося на электроде, г;

Q – количество электричества, Кл;

Э – эквивалентная масса выделившегося вещества, г/моль-экв.

Так как Q = I·t,

где I – ток, А, t – время, с,

то уравнение закона Фарадея можно записать в следующем виде:

.

Эквивалентная масса (Э) равна молярной массе вещества, деленной на количество принятых или отданных электронов.

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Определить массу выделившейся меди при пропускании тока 10 А через раствор сульфата меди в течение 2 часов.

CuSO₄ ⇄ Cu²⁺ + SO .

На катоде выделяется медь при восстановлении ионов Cu²⁺:

Cu²⁺ + 2 ē = Cu.

г/моль-экв,

г.

Задача 2. Сколько времени нужно пропускать ток силой 5 А, чтобы из раствора серной кислоты выделить 50 л водорода, измеренных при нормальных условиях?

H₂SO₄ ⇄ 2H⁺ + SO .

Количество моль-эквивалентов (ν )выделенного водорода ν = m:Э = V:V_э.