Подбор коэффициентов в О.В.Р. методом электронного баланса

_{0 +5 +2 +1}

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

Алгоритм.

1. Определите элементы, изменившие с.о.

2. Выпишите элементы попарно.

Zn⁰ → Zn⁺²

2 N⁺⁵ → 2 N⁺¹

3. Если с.о. возрастает, то электроны прибавляем (столько электронов вычитаем и прибавляем на сколько единиц меняется с.о.), укажите процессы.

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е

в-ль

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е

ок-ль

4. Находим Н.О.К. (ē) и подбираем к ним дополнительные множители.

н.о.к. доп. множитель

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е х4

в-ль 8

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е х1

ок-ль

5. Суммируем левую часть схемы с левой, а правую – с правой, учитывая дополнительные множители.

Zn⁰ – 2 ē → Zn⁺² – ок-е х4

в-ль 8

2 N⁺⁵ + 8 ē → 2 N⁺¹ – в-е х1

ок-ль

∑ 4 Zn⁰ + 2 N⁺⁵ → 4 Zn⁺² + 2 N⁺¹

6. Переносим коэффициенты из баланса в схему реакции, учитывая, что HNO₃ является и окислителем и солеобразователем, поэтому коэффициент перед HNO₃ не переносим.

4 Zn + HNO₃ → 4 Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O.

7. Уравниваем число атомов в левой и правой частях схемы, начиная с металлов, затем – НеМе, Н и проверяем правильность по О.

30 = 30

4 Zn + 10 HNO₃ → 4 Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5 H₂O

Подбор коэффициентов ионно-электронным методом (метод полуреакций)

 

Алгоритм.

1. Составляем полное и краткое ионное уравнение, помня, что коэффициенты не подобраны.

2. Выписываем попарно частицы, изменившие свой состав или заряд.

3. Среда раствора.

Кислая Щелочная Нейтральная

а) избыток кислорода в а) недостаток О в части- а) избыток О в частице

частице связываем иона- це берём из ионов связываем молекулами

ми (Н⁺) с образованием (ОН‾) с образованием воды с образованием

молекул воды; молекул воды; ионов (ОН‾);

б) недостаток О в частице б) избыток О в частице б) недостаток О в частице берём из молекул воды с связываем молекула- берём из молекул воды

образованием Н⁺. ми воды с образовани- с образованием ионов

ем ионов (ОН‾). (Н⁺).

4. Уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях схемы.

5. Находим суммарный заряд частиц.

6. Если заряд увеличивается, то электроны вычитаем; если заряд уменьшается, то электроны прибавляем (уравниваем заряды).

7. Находим Н.О.К.электронов и подбираем к ним дополнительные множители.

8. Складываем левую часть схемы с левой, а правую с правой, учитывая дополнительные множители.

9. Сокращаем одинаковые частицы в левой и правой частях.

10. Переносим коэффициенты в схему реакции (если для одного вещества два коэффициента, то переносим больший).

11. Проверяем по кислороду правильность составления уравнения.

Кислая среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

K⁺+MnO₄^‾+2Na⁺+SO₃^2-+2H⁺+SO₄^2-→Mn²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+SO₄^2-+2K⁺+SO₄^2-+H₂O

MnO₄^‾+SO₃^2-+2H⁺→Mn²⁺+SO₄^2-+H₂O

н.о.к.

MnO₄^‾ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O х 2 (в-ие)

ок-ль 10

SO₃^2- + H₂O - 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ х 5 (ок-ие)

в-ль

 

6 3

2 MnO₄^‾ + 5 SO₃^2- + 16 H⁺ + 5 H₂O → 2 Mn²⁺ +5 SO₄^2-+ 8 H₂O + 10 H⁺

2 KMnO₄ + 5 Na₂SO₃ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

Щелочная среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + КОН → К₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

K⁺ + MnO₄^‾ + 2 Na⁺ + SO₃^2- + К⁺ + ОН‾ → 2 К⁺ + MnO₄^2- + 2 Na⁺ + SO₄^2- + H₂O

MnO₄^‾ + SO₃^2- + 2 H⁺ → Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O

н.о.к.

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄^2- х 2 (в-ие)

ок-ль 2

SO₃^2- + 2 OН‾ - 2 ē → SO₄^2- + 2 H₂О х 1 (ок-ие)

в-ль

2 MnO₄^‾ + SO₃^2- + 2 ОН‾ → 2 MnO₄^2- + SO₄^2-+ H₂O

13 = 13

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH → 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Нейтральная среда

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOН

K⁺ + MnO₄^‾ + 2 Na⁺ + SO₃^2- + H₂O → MnO₂ + 2 Na⁺ + SO₄^2- + K⁺+ OН‾

MnO₄^‾ + SO₃^2- → MnO₂ + SO₄^2-

н.о.к.

MnO₄^‾ + 2 H₂O + 3 ē → MnO₂ + 4 OH‾ х 2 (в-ие)

ок-ль 6

 

SO₃^2- + H₂O - 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ х 3 (ок-ие)

в-ль

1 2 ОН

2 MnO₄^‾ + 4 H₂O + 3 SO₃^2- + 3 H₂O → 2 MnO₂ + 3 SO₄^2- + 6 H⁺ + 8 OH‾

18 = 18 6 HOH

2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Расчёт Э.Д.С.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности является окислительно-восстановительный потенциал или стандартный электродный потенциал (φ˚ или Е˚В).

Чем больше значение φ˚, тем сильнее выражены окислительные свойства.

Чем меньше значение φ˚, тем сильнее выражены восстановительные свойства.

	Э.Д.С. = φ˚ок-ля - φ˚в-ля

 

 

1. О.В.Р. возможна, если Э.Д.С. > 0.

2. Если Э.Д.С. < 0, то прямая реакция невозможна.

3. Если Э.Д.С. = 0, то в системе – химическое равновесие.

 

 

Возможна ли реакция: Mg + ZnSO₄ → Zn + MgSO₄?

_{0 +2 0 +2}

Mg + ZnSO₄ → Zn + MgSO₄

в-ль ок-ль

φ˚Zn⁺²/Zn⁰ = - 0,76 В

φ˚Mg⁺²/Mg⁰ = - 2,37 В

Э.Д.С. = - 0,76 – (- 2,37) = 1,6 В.

Т.к. Э.Д.С. > 0, то реакция возможна.

 

ТЕМА 11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ (Г.Э.)

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА (Х.И.Т.)

Г.Э. – устройство, состоящее из двух полуэлементов, в котором химическая энергия превращается в электрическую.

Полуэлемент – система, состоящая из металлической пластинки, опущенной в раствор собственной соли.

Цинковый и медный полуэлементы.

До замыкания цепи.

+ + + + + + + +   Zn2+ + SO42-

Zn

+ + + + + + + +   Zn2+ + SO42-

Cu

 

Zn/ZnSO₄ Cu/CuSO₄

Zn⁰ - 2ē ↔ Zn²⁺ (1) Cu⁰ - 2ē ↔ Cu²⁺ (2)

В обоих полуэлементах образуются электродные потенциалы, однако на цинке будет больший избыток электронов, т.к. он более активный металл, поэтому равновесие (1) в большей степени смещено вправо, чем равновесие (2).

Для замыкания цепи необходимы:

Проводник первого рода – металлическая проволока (для движения электронов по внешней цепи)

Проводник второго рода – стеклянная трубка, заполненная агар-агаром и KCl (электролитический мостик, по которому движутся анионы).

 

После замыкания цепи.

 

ē

Zn2+

+

Zn (A) Cu (K)

			+

SO₄^2-

 

ē

_

(A) Zn/ ZnSO₄// CuSO₄/ Cu (K)

Равновесие (1) и (2) нарушатся:

(1) (А) Zn⁰ - 2ē → Zn²⁺ (K) Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰

 

 

Выводы:

1. Анод – электрод, на котором Катод – электрод, на котором

происходит процесс окисления: происходит процесс восстановления:

Активный металл (φ<); Неактивный металл (φ>);

Заряд, т.к. ионы Меⁿ⁺ из металли – Заряд, т.к. ионы Меⁿ⁺ переходят на

ческой решётки переходят в раствор; электрод из неактивного металла

Процесс – Ме⁰ – nē → Meⁿ⁺ - Процесс - Меⁿ⁺ + nē → Ме⁰ –

избыток (ē) на (А). за счёт ē, которые перешли с анода.

●

● ●

●

 

2. Расчёт ЭДС (Г.Э.)

ЭДС (электродвижущая сила) – разность потенциалов.

ЭДС = φ_(К) – φ_(А)

ЭДС = φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ – φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ (н.у.) = 0,34 – (- 0,76) = 1,1 В.

Для произвольных условий по уравнению Нернста.

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + ^2,31·R·T lg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ + ^2,31·R·T lg[Zn²⁺])

n·F n·F

ЭДС = (φ⁰_Сu²⁺_/Cu⁰ + 0,059/2·lg[Cu²⁺]) – (φ⁰_Zn²⁺_/Zn⁰ + 0,059/2·lg[Zn²⁺])

3. Г.Э. работает до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов (пока идут обе реакции).