Вопрос № 24. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных окислительно-восстановительных потенциалов

Редокс-потенциалы, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду называются стандартными редокс-потенциалами, если активность ок-ой и вос-ой форм в р-ре = 1. Подобно ряду стандартных электродных потенциалов для Ме, существует ряд стандартных редокс-потенциалов.

В этом ряду отмечают следующие закономерности.

1. Если стандартный редокс-потенциал отрицателен, то полуэлемент по отношению водородному выступает в качестве восстановителя (окисленная форма устойчивее). Восстановительная активность тем выше, чем более отрицателен редокс-потенциал.

2. Если стандартный редокс-потенциал положителен, то полуэлемент по отношению к водородному является окислителем (устойчивее восстановленная форма). Чем положительнее, величина редокс-потенциала, тем выше окислительная активность полуэлемента.

3. С увеличением э.д.с. редокс-цепи окислительно-восстановительные реакции протекают энергичнее.

Таким образом, ряд редокс-потенциалов позволяет количественно оценить активность окислителя и восстановителя, направление и интенсивность протекания окислительно-восстановительной реакции.

Sn⁴⁺ + 2 e = Sn²⁺ E°(Sn⁴⁺/ Sn²⁺) = +0.15 B

Fe³⁺ + e = Fe²⁺ E°(Fe³⁺/ Fe²⁺) = +0.77 B

E° > 0 Þ окислители по отношению к водороду и окислительная способность Fe³⁺ выше, чем у Sn⁴⁺

H₂ + 2 e = 2H^- E°(H⁰/ H^-) = -2.23 B

Cr³⁺ + e = Cr²⁺ E°(Cr³⁺/ Cr²⁺) = -0.41 B

E° < 0 Þ восстановители по отношению к водороду и восстановительная способность Н выше, чем у Cr³⁺

Вопрос № 25. Составление уравнений ОВР. Подбор коэффициентов: ионно-электронный м-д (м-д полуреакций):

М-д основан на составлении ионных ур-й для процесса окисления и процесса вос-я с последующим суммированием их в общее ур-е.

При пропускании сероводорода ч-з подкисленный р-р перманганата калия малиновая окраска исчезает и р-р мутнеет. Помутнение р-ра происходит в р-те образования элементарной серы:

Н₂S -2 e = S + 2H⁺ - 1-ая полуреакция – процесс окисления вос-ля Н₂S.

Обесцвечивание р-ра связанос переходом иона MnO₄^- в ион Mn²⁺: MnO₄^- + 8Н⁺ + 5 е = Mn²⁺ + 4Н₂О – это вторая полуреакция – процесс вос-я ок-ля MnO₄^-.

Для составления общего уравнения р-ции надо Ур-я полуреакций сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных эл-нов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего одщего кратного отпределяют соотв множители, на к-ые умножаются Ур-я полур-ций:

5 ÷ Н₂S -2 e = S + 2H⁺

2 ÷ MnO₄^- + 8Н⁺ + 5 е = Mn²⁺ + 4Н₂О

---------------------------------------------------------------------

5Н₂S + 2MnO₄^- + 16Н⁺ = 5S + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8Н₂О

Проверяем правильность составленногов ионной форме ур-я, после чего составляем молекулярное ур-е: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соотв катион, а к каждому катиону – анион. Затем те же ионы записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы: 5Н₂S + 2КMnO₄ + 3Н₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

Достоинство м-да полур-ций в том, что в нем применяются реально существующие ионы, видна роль среды как активного участника процесса.

Кислая среда: 5Na₂SO₃ + 2КMnO₄ + 3Н₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3Н₂О MnO₄^-→ Mn²⁺

Нейтральная среда: 2Na₂SO₃ + 2КMnO₄ + Н₂О = 2Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOН MnO₄^2-→ MnO₂

Щелочная среда: Na₂SO₃ + 2КMnO₄ + NaОH = Na₂SO₄ + K₂MnO₂ + Na₂MnO₂ + Н₂O MnO₄^-→ MnO₄^2-