Сущность электронного баланса

При со­став­ле­нии урав­не­ний окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций сле­ду­ет учесть, что число элек­тро­нов, от­дан­ных вос­ста­но­ви­те­лем, долж­но быть равно числу элек­тро­нов, при­ня­тых окис­ли­те­лем. Дол­жен со­блю­дать­ся элек­трон­ный ба­ланс.

Пример использования метода электронного баланса

В ка­че­стве при­ме­ра рас­смот­рим ре­ак­цию со­ля­ной кис­ло­ты с пер­ман­га­на­том калия.

За­пи­шем схему дан­ной ре­ак­ции, зная, что про­дук­та­ми ре­ак­ции яв­ля­ют­ся хло­рид калия, хло­рид мар­ган­ца, хлор и вода:

HCl + KMnO₄ → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Рас­ста­вить ко­эф­фи­ци­ен­ты в схеме такой ре­ак­ции ме­то­дом под­бо­ра до­ста­точ­но слож­но. В таком слу­чае ис­поль­зу­ют метод элек­трон­но­го ба­лан­са.

Даль­ше необ­хо­ди­мо рас­ста­вить зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния хи­ми­че­ских эле­мен­тов и опре­де­лить, у каких эле­мен­тов сте­пень окис­ле­ния из­ме­ни­лась:

+1 -1 +1+7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

HCl + KMnO₄ → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Сте­пе­ни окис­ле­ния по­ме­ня­ли мар­га­нец и хлор.

За­пи­сы­ва­ем схемы про­цес­сов окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния:

+7 +2

Mn +5e = Mn

-1 0

2Cl – 2e = Cl₂

(Как пра­ви­ло, про­стое ве­ще­ство в по­лу­ре­ак­ци­ях окис­ле­ния или вос­ста­нов­ле­ния за­пи­сы­ва­ют в мо­ле­ку­ляр­ном виде – в дан­ном слу­чае Cl₂. Тогда в левой части по­лу­ре­ак­ции долж­но быть два атома хлора. Один атом хлора те­ря­ет один элек­трон, а два атома – два элек­тро­на.)

Чтобы урав­нять число от­дан­ных и при­ня­тых элек­тро­нов, до­мно­жим первую по­лу­ре­ак­цию на 2, а вто­рую – на 5.

+7 +2

Mn +5e = Mn 2 окис­ли­тель, вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся

-1 0

2Cl – 2e = Cl₂ 5 вос­ста­но­ви­тель, окис­ля­ет­ся

По­лу­ча­ем:

+7 +2

2Mn +10e = 2Mn

-1 0

10Cl – 10e = 5Cl₂

По­лу­чен­ные ко­эф­фи­ци­ен­ты ста­вим перед со­от­вет­ству­ю­щи­ми фор­му­ла­ми в пра­вой части урав­не­ния:

HCl + KMnO₄ → KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + H₂O

Те­перь на­хо­дим ко­эф­фи­ци­ен­ты для фор­мул всех осталь­ных ве­ществ:

16HCl + 2KMnO₄ = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

По­лу­чи­ли урав­не­ние ре­ак­ции.

26. Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой (разностью потенциалов) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов.

E = E 0 + R T n F ln ⁡ a O x a R e d {\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}

, где

• E {\displaystyle \ E} — электродный потенциал, E 0 {\displaystyle E^{0}} — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
• R {\displaystyle \ R} — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
• T {\displaystyle \ T} — абсолютная температура;
• F {\displaystyle \ F} — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль⁻¹;
• n {\displaystyle \ n} — число электронов, участвующих в процессе;
• a O x {\displaystyle \ {a_{\rm {Ox}}}} и a R e d {\displaystyle \ {a_{\rm {Red}}}} — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

E = E 0 + 0, 0592 n lg ⁡ a O x a R e d {\displaystyle E=E^{0}+{\frac {0,0592}{n}}\lg {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}} 222227. Электродный потенциал. Водородная шкала потенциалов. Формула Нернста, ее термодинамический вывод. Стандартный электродный потенциал. Диффузионный потенциал.