Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?
В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .
Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.
Существуют два метода составления окислительно - восстановительных
реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим
метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в
продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число
электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов
реакции. Рассмотрим этот метод на примере.
Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O |
Алгоритм расстановки коэффициентов |
1.Указываем
степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления. |
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За
вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и
восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в
красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем
коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять
коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. |
Рассмотрим более сложное уравнение: |
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O |
Расставляем степени окисления химических элементов: |
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции |
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций
1. Окислением
называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .Например:
Al – 3e - = Al 3+
Fe 2+ - e - = Fe 3+
H 2 – 2e - = 2H +
2Cl - - 2e - = Cl 2
При окислении степень окисления повышается .
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
S + 2е - = S 2-
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
Fe 3+ + e - = Fe 2+
При восстановлении степень окисления понижается .
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .
Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .
4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции
Тренажёр №2 Метод электронного баланса
Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7
№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:
А) H 2 S → SO 2 → SO 3
Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?
На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?
№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:
А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2
Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
№4.
Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 +
S + NO + H 2 O
K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.
Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:
1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.
2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + - кислая; ОН - - щелочная; Н 2 О – нейтральная)
3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.
- Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН - .
- Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
- в нейтральной и щелочной среде
избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН -
- Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то
· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды
· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН - .
4. Составляют
электронно-ионные уравнения полуреакций.
Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.
5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР
6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.
Пример :
1 . Na 2 SO 3 +KMnO 4 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O
2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O
SO 3 2- → SO 4 2-
MnO 4 - → Mn 2+
2 . Среда кислая – Н +
3
.
MnO 4 - + 8 H + →Mn 2+ + 4 H 2 O
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +
4
.
MnO 4 - + 8 H + + 5ē →Mn 2+ + 4 H 2 O│ х 2
SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ х 5
5 .
2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O
5SO 3 2- + 5H 2 O
- 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +
2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O →2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +
2MnO 4 - + 6 H + + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H 2 O + 5SO 4 2-
6 . 5Na 2 SO 3 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O
Памятка!
Восстановители |
|||
Название восстановителя (окислителя) |
Электронное уравнение |
Ионно-электронное уравнение |
Продукт окисления ( восстановления) |
Ион хрома (III ) в щелочной среде |
Cr +3 - 3ē = Cr +6 |
Cr 3+ + 8OH - - 3ē = CrO 4 2- + 4H 2 O |
CrO 4 2- |
Ион хрома (III ) в кислой среде |
Cr +3 - 3ē = Cr +6 |
2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē = Cr 2 O 7 2- + 14 H + |
Cr 2 O 7 2- |
Сероводород |
S -2 - 2ē = S 0 |
H 2 S - 2ē = S + 2H + |
|
Сульфит-ион |
S +4 - 2ē = S +6 |
SO 3 2- +H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2 H + |
SO 4 2- |
Окислители |
|||
Перманганат-ион в кислой среде |
Mn +7 + 5ē = Mn +2 |
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O |
Mn 2+ |
Перманганат-ион в нейтральной среде |
Mn +7 + 3ē = Mn +4 |
MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH - |
MnO 2 |
Перманганат-ион в щелочной среде |
Mn +7 + ē = Mn +6 |
MnO 4 - + ē = MnO 4 2- |
MnO 4 2- |
Дихромат-ион |
2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3 |
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē = 2Cr 3+ + 7H 2 O |
Cr +3 |
Пероксид водорода в кислой среде |
2O - + 2ē = 2O -2 |
H 2 O 2 +2H + + 2ē = 2H 2 O |
H 2 O |
Пероксид водорода в нейтральной и щелочной средах |
2O - + 2ē = 2O -2 |
H 2 O 2 + 2ē = 2 OH - |
OH - |
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Для того чтобы записать уравнение ОВР, необходимо, прежде всего, знать, какие вещества образуются в результате реакции. В общем случае этот вопрос решается экспериментальным путем. Однако зачастую знание химических особенностей тех или иных окислителей и восстановителей позволяет достаточно надежно (хотя и не со стопроцентной гарантией) предсказать состав продуктов взаимодействия.
Если продукты реакции известны, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции могут быть найдены путем уравнивания числа электронов, присоединяемых атомами окислителя и теряемых атомами восстановителя. Используют два метода подбора коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Рассмотрим эти приемы.
В основе метода лежит принцип сохранения электрического заряда в процессе химической реакции, в результате чего вещества реагируют в таком соотношении, которое обеспечивает равенство числа электронов, отданных всеми атомами восстановителя и присоединенных всеми атомами окислителя. Для подбора коэффициентов целесообразно использовать следующий алгоритм:
1. Записать схему ОВР (исходные вещества и продукты реакции).
2. Определить элементы, степень окисления которых меняется в процессе реакции.
3. Составить схемы процессов окисления и восстановления.
4. Найти множители, уравнивающие число электронов, присоединенных атомами окислителя и потерянных атомами восстановителя (балансирующие множители). Для этого найти наименьшее общее кратное для электронов, присоединенных одним атомом окислителя и отданных одним атомом восстановителя; балансирующие множители будут равны наименьшему общему кратному, деленному на число присоединенных электронов (для окислителя) и отданных электронов (для восстановителя).
5. Определить и ввести в уравнение коэффициенты при веществах, содержащих элементы, степень окисления которых изменяется (опорные коэффициенты), путем деления балансирующих множителей на число атомов окислителя или восстановителя в формульной единице вещества. Если частное от деления не является целочисленным, балансирующие множители следует увеличить в необходимое число раз.
6. Найти и расставить дополнительные коэффициенты, уравнивающие число атомов, не изменивших степень окисления (кроме водорода и кислорода); при этом, если среда кислая, сначала уравнять атомы металлов, а затем анионы кислот, если среда щелочная или нейтральная - наоборот.
7. Уравнять число атомов водорода, дописывая в случае необходимости воду в правую или левую часть уравнения.
8. Проверить, правильно ли подобраны коэффициенты, по кислороду.
Рассмотрим в качестве примера составление уравнения взаимодействия перманганата калия с сульфатом железа(II) в сернокислой среде по стадиям предложенного алгоритма:
1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4
3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (окисление)
Mn +7 +5e - = Mn +2 (восстановление)
4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10
Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2
5. Опорные коэффициенты: при KMnO 4 - 2:1=2, при FeSO 4 - 10:1=10, при MnSO 4 - 2:1=2, при Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
6. Среда кислая, поэтому уравниваем вначале атомы калия, потом - сульфат-ионы.
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4
7. Поскольку левая часть уравнения содержит 10 атомов водорода, дописываем в правую часть 5 молекул воды:
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 5Н 2 О
8. Число атомов кислорода (не считая кислород, входящий в сульфат-ионы) в правой и левой частях уравнения равно 8. Коэффициенты подобраны правильно.
При протекании ОВР возможны случаи, когда окислитель или восстановитель в частично расходуется на связывание продуктов окисления или восстановления без изменения степени окисления соответствующего элемента. В этом случае коэффициент при веществе с двойной функцией равен сумме опорного и дополнительного коэффициента и вводится в уравнение после того, как будет найден дополнительный коэффициент. Так, реакция между цинком и очень разбавленной азотной кислотой протекает по уравнению
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 +3H 2 O
Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4
N +5 + 8e - = N -3 │1
Как следует из схем окисления-восстановления, на окисление четырех атомов цинка необходима одна молекула азотной кислоты (опорный коэффициент при HNO 3 - 1); однако на образование четырех молекул нитрата цинка и одной молекулы нитрата аммония требуется еще девять молекул HNO 3 , вступающих в реакцию без изменения степени окисления азота (дополнительный коэффициент при HNO 3 - 9). Соответственно коэффициент при азотной кислоте в уравнении реакции будет равен 10, а в правую часть уравнения следует ввести 3 молекулы воды.
Если одно из веществ выполняет одновременно функцию и окислителя, и восстановителя (реакции диспропорционирования) или является продуктом как окисления, так и восстановления (реакции контрдиспропорционирования), то коэффициент при этом веществе равен сумме опорных коэффициентов при окислителе и восстановителе. Например, в уравнении реакции диспропорционирования серы в щелочной среде коэффициент при сере равен трем.
3S 0 + 6NaOH = Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O
S - 4e - = S +4 │1
S + 2e - = S -2 │2
Иногда при протекании ОВР наблюдается изменение степени окисления более чем двух элементов; в этом случае коэффициенты уравнения могут быть определены однозначно, если все окислители или все восстановители входят в состав одной молекулы. При этом расчет отданных или присоединенных электронов рационально проводить для формульной единицы вещества, содержащего эти окислители или восстановители. В качестве примера рассмотрим взаимодействие сульфида мышьяка(III) с азотной кислотой по стадиям приведенного алгоритма.
1. As 2 S 3 + HNO 3 → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO
2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O
В реакции участвуют два восстановителя (As +3 и S -2) и один окислитель (N +5).
3. N +5 + 3e - = N +2 │28
As 2 S 3 - 28e - = 2As +5 + 3S +6 │ 3
4. Наименьшее общее кратное - 84, балансирующие множители - 28 и 3.
5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO
6. Дополнительных коэффициентов нет.
7. В левую часть уравнения следует ввести молекулы воды:
3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4Н 2 О = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO
8. Число атомов кислорода как в левой, так и в правой части уравнения равно 88. Коэффициенты подобраны правильно.
Если в ОВР участвуют органические вещества, то для них степени окисления не определяют, так как в этом случае каждый атом может иметь свое значение степени окисления, причем зачастую не целочисленное. При составлении схем окисления-восстановления для таких реакций следует руководствоваться следующими правилами:
1. присоединение атома кислорода тождественно потере молекулой двух электронов;
2. потеря атома кислорода тождественна присоединению двух электронов;
3. присоединение атома водорода тождественно присоединению одного электрона;
4. потеря атома водорода тождественна потере одного электрона.
Ниже в качестве примера приведено уравнение реакции окисления этилового спирта дихроматом калия:
3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O
C 2 H 5 OH + [O] - 2[H] - 4e - = 3CH 3 COOH │3
Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4
Превращение этилового спирта в уксусную кислоту требует присоединения атома кислорода и потери двух атомов водорода, чему соответствует потеря четырех электронов.
Метод электронного баланса является универсальным методом, применимым к любым ОВР, протекающим в газовой фазе, конденсированных системах и в растворах. Недостатком метода является то, что прием этот формален и оперирует с не существующими реально частицами (Mn +7 , N +5 и т. д.).
В основе метода электронного баланса лежит правило:
Общее число электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.
Составить схему реакции
Определить, атомы каких элементов изменяют степени окисления
KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
Р +3 – 2е = Р +5 окисление;
Mn +7 + 5e = Mn +2 восстановление.
4. В электронных уравнениях подобрать такие коэффициенты, чтобы число электронов, которые отдает восстановитель (Р +3), было равно числу электронов, которые присоединяет окислитель (Mn +7):
восстановитель Р +3 – 2е = Р +5 5 окисление;
окислитель Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление.
5Р +3 + 2 Mn +7 = 5Р +5 + 2 Mn +2 .
Перенести эти коэффициенты в схему реакции. Затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ в уравнении реакции
2KMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Правильность составления уравнения определяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.
Встречаются реакции, в которых число частиц, изменяющих свою степень окисления, больше двух. Тогда определяют общее число электронов, отданных восстановителями, и общее число электронов, принятых окислителями, и далее находят коэффициенты обычным способом. Например:
2 -1 +7 +3 0 +2
FeCl 2 + KMnO 4 + HCl → FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O;
Fe +2 – 1e = Fe +3
5 │ 3процессы окисления;
2Cl - - 2e = Cl
3 │ Mn +7 + 5e = Mn +2 процесс восстановления;
Fe +2 , Cl -1 – восстановители; Mn +7 – окислитель;
5FeCl 2 + 3KMnO 4 + 24HCl = 5FeCl 3 + 5Cl 2 + 3MnCl 2 + 3KCl + 12H 2 O.
Электродные потенциалы. Гальванические элементы
Двойной электрический слой. Электродный потенциал
При погружении металлической пластины в раствор соли данного металла (электрод или полуэлемент) может происходить один из двух процессов:
1. Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:
Me 0 + mH 2 О → Me n+ mН 2 О + п.
в растворе на электроде
Или без учета гидратации ионов:
Ме 0 → Ме n + + п.
В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 1.
Рис. 1. Образование двойного электрического слоя на границе
Металл – раствор его соли Me m Ac n:
a – в результате перехода ионов металла в раствор;
б – в результате перехода ионов металла из раствора
2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счет имеющихся в ней свободных электронов:
Me n + + п → Ме 0 .
В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 1 б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.
Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл-раствор, называется электродным потенциалом.
Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.
Водородный электрод представляет из себя сосуд с серной кислотой (рис. 2), в который опущена платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой платиной, через которую пропускается водород.
Рис. 2. Стандартный водородный электрод
Водород растворяется в платине и частично переходит в раствор в виде катионов водорода:
2Н + + 2Н 2 .
Принято считать потенциал водородного электрода равным нулю при условии, что давление в сосуде 10 5 Па, температура 298 К, а концентрация Н + в растворе серной кислоты – 1 г-ион/л. Такой электрод называется стандартным.
Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е 0).
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в таблице.
Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.
Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую активность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.
Металлический литий Li – самый сильный восстановитель, а золото Аu – самый слабый. Ион золота Au 3+ – самый сильный окислитель, ион лития Li + – самый слабый.
На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов.
Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстановителями.
Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.
Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, т. е. являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Электрохимический ряд напряжений металлов
Электродная реакция | ||
Li = Li + + | ||
Rb = Rb + + | ||
K = K + + | ||
Ba = Ba 2+ + 2 | ||
Sr = Sr 2+ + 2 | ||
Ca = Ca 2+ + 2 | ||
Na = Na + + | ||
Mg = Mg 2+ + 2 | ||
Al = Al 3+ + 3 | ||
Zr = Zr + + | ||
Mn = Mn 2+ + 2 | ||
V = V 2+ + 2 | ||
Cr = Cr 2+ + 2 | ||
Zn = Zn 2+ + 2 | ||
Cr = Cr 3+ + 3 | ||
Fe = Fe 2+ + 2 | ||
Cd = Cd 2+ + 2 | ||
Co = Co 2+ + 2 | ||
Ni = Ni 2+ + 2 | ||
Sn = Sn 2+ + 2 | ||
Pb = Pb 2+ + 2 | ||
Fe = Fe 3+ + 3 | ||
H 2 = 2H + + 2 |
Для начала нужно убедиться, что представленная в уравнении реакция является ОВР (Окислительно-востановительная р-ция). Следует помнить, что к реакциям ОВР не относятся р-ции обмена. Прим. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O – реакция обмена, степени окисления не изменяются.
2 шаг
Убедившись что это ОВР, приступим к расставлению коэффициентов. Для начала нужно расставить степени окисления над каждым элементом реакции. Смотри рис.2.
Можно увидеть что в некоторых элементах степень окисления изменилась. Метод баланса и заключатся в том, что бы использовать изменение степеней окисления.
3 шаг
Теперь непосредственно электронный баланс.
Обычно делается так: Смотри Рис.3.
Примечание: Нужно расставить коэффициенты, если они требуются.
Теперь объясню что здесь произошло, у азота(N) было три лишних электрона(¯e) в реакции он теряет все лишние электроны.
С кислородом (O2) происходит обратное – он приобретает электроны, т.к. в соединениях забирает электроны от других элементов.
В итоге у нас получились два числа – 6 и 4, они кратны числу 2, получаем 3 и 2. Потом меняем их местами (Почему? Да даже не думайте почему =)). Эти два числа и помогут нам уравнять нашу реакцию.