Б окислительно-восстановительные реакции

В результате изучения данной главы студент должен: знать

• • реакции окисления-восстановления и их уравнения;
• • понятия окислителей и восстановителей;
• • выражение константы равновесия;
• • принципы хлорирования и озонирования воды;
• • группы окислительно-восстановительных реакций;
• • понятия электродных потенциалов, двойного электрического слоя, электродвижущей силы (ЭДС);
• • силу реакции;
• • стандартные и нестандартные условия;
• • формулу Нернста;
• • механизм окислительно-восстановительной реакции;
• • особенности реакции на границе металл — раствор;
• • диаграммы Е — pH;
• • понятия концентрационных элементов, электрохимической коррозии, электролиза;

уметь

• • проводить подбор коэффициентов в уравнениях реакций;
• • рассчитывать константу равновесия реакции; владеть
• • терминологией, связанной с реакциями окисления-восстановления.

Реакции окисления-восстановления и их уравнения

В природе протекает огромное множество химических реакций, которые делятся на две главные группы:

• 1) реакции с переходом положительно заряженного протона, иона водорода Н⁺, от одной частицы — атома, иона, молекулы — к другой (чаще всего это реакции в водных растворах);
• 2) реакции с переходом отрицательно заряженного электрона е от одной частицы к другой.

Вторая группа реакций называется реакциями окисления-восстановления. К этим реакциям могут быть отнесены процессы перегруппировки атомов в молекулах, связанные со смещением электронной плотности зоны перекрывания электронных орбиталей атомов, перехода аллотропных модификаций, изомеризации и др.

Окислительно-восстановительные реакции столь же важны для природы и жизни человека, как и кислотно-основные. Все реакции в организме человека, животных, растений и бактерий сопровождаются переходом электронов и почти всегда одновременным переходом ионов водорода, протонов.

Имеется несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Наиболее распространены два метода — метод электронного баланса, с которым вы познакомились в школе и для которого требуется знать валентности или степени окисления элементов (метод удобен в тех сравнительно редких случаях, когда реакция проходит не в водном растворе), и метод электронно-ионного баланса с участием минералов или органических веществ в водных растворах. При пользовании этим методов знание валентности или степени окисления элемента не требуется, к тому же в большинстве случаев их определить невозможно. Этот метод используется при изучении поведения минералов в водных растворах.

Начнем с одного примера. На минерал халькопирит CuFeS₂, в котором валентности меди, железа и серы неизвестны, действуют водным раствором азотной кислоты. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо знать продукты реакции, которые зависят от условия проведения процесса и определяются химическим анализом.

Предположим, что образовались ионы Cu²⁺, Fe³⁺, SO^2- и оксид азота NO. Составим схему уравнения реакции. Так как халькопирит в воде нерастворим, запишем его формулу и поставим стрелку, после которой перечисляем формулы образующихся веществ:

Уравняем числа атомов в обеих частях схемы уравнения. Начинаем с «тяжелых» элементов:

В правой части уравнения имеется 2−4 = 8 атомов кислорода в двух сульфат-ионах SO^2-. Следует то же число атомов кислорода проставить в левой части уравнения. Это можно сделать, дописав 8 молекул воды:

В левой части уравнения Ъ- 'А = lb атомов водорода в восьми молекулах воды, поэтому в правой части схемы следует добавить 16 ионов водорода (реакция проходит в водном кислотном растворе):

В приведенной схеме числа атомов в правой и левой частях равны, но заменить стрелку на знак равенства можно после уравнивания зарядов. В левой части знаков зарядов нет, а в правой части сумма зарядов равна (2⁺) + (3⁺) + 2 (2) + 16 (1⁺) = 17⁺. Таким образом, для уравнивания зарядов в левой части также должно быть 17 положительных зарядов. Это можно сделать, записав перед стрелкой 17 отрицательно заряженных электронов со знаком «минус» (вычитание отрицательного числа приводит к положительному числу):

Будем записывать числа электронов перед знаком стрелки, которую теперь заменим на знак равенства. Разумеется, при составлении уравнения реакции их не следует переписывать несколько раз, а нужно последовательно дополнять недостающими ионами и молекулами и расставлять стехиометрические коэффициенты.

В научных исследованиях подобные уравнения используется для определения термодинамических характеристик минерала и органических веществ, их устойчивости в различных средах, способности реагировать с другими веществами и т. п.

Запишем константу равновесия этого процесса:

Концентрации кристаллического вещества и воды (в разбавленном растворе) в выражение константы равновесия не входят.

Обратите внимание, как сильно сказывается изменение концентрации ионов водорода на константе равновесия и, следовательно, на выходе продуктов реакции!

С помощью тех же самых действий составим уравнение с участием нитрат-иона (а не молекул сильного электролита азотной кислоты):

Суммируем оба уравнения, не забыв, что число отданных электронов равно числу принятых. Для этого в левой части укажем соответствующие множители:

Сократив одинаковые члены в правой и левой частях уравнения, получим.

Константа равновесия этой реакции.

В константу равновесия не входят концентрации кристалла и воды (если раствор разбавленный).

Часто преподаватели требуют написать полное молекульное уравнение реакции. Возникает вопрос: какие соли образуют катионы меди и железа после испарения воды — сульфаты или нитраты? Полученное уравнение не дает ответа на этот вопрос. Поэтому полные молскульные уравнения реакции не используются в научных исследованиях.

Однако часто преподаватели просят составить полное уравнение реакции с формулами молекул. Это делается очень просто. Для записи уравнения к 17 нитрат-ионам необходимо добавить некоторое их число для связывания катионов, если будет недостаточно образовавшихся сульфат-ионов. Поэтому требуется дополнительно 25 молекул азотной кислоты. Сульфат-ионы представим в виде серной кислоты, а все катионы свяжем с нитрат-ионами. Тогда.

Это уравнение не имеет научного смысла, потому что ничего не говорит о возможном образовании после испарения воды сульфатов меди и железа.