метод полу-реакция - studopediya
Както името се разкрива, този метод се основава на получаването на йонни уравнения за процеса на окисляване и редукция процес, последвано от тях сумиране в общо уравнение. Като пример уравнение на съставите същата реакция, която се използва при обяснението на техниката на електронна везна. Чрез преминаване сероводород Н2 S чрез подкислен разтвор на калиев перманганат KMnO4 пурпурен цвят изчезва и разтворът става мътен. Опитът показва, че мътността на разтвора се получава в резултат на образованието депозити на елементарна сяра, т.е.. потока на процеса:
Тази схема се изравни с броя на атомите. За да се отчете броят на такси е необходимо в лявата част на схемата, за да отнеме два електрона, а след това можете да замените стрелката на знак за равенство:
Това е първата половина на реакцията - окислението на редуциращия агент Н2 S.
Обезцветяване на поради преход йонни MnO4 Разтворът - (той има червено) до Мп 2+ йони (практически безцветни и само при високи концентрации има леко розов цвят) може да се изрази в диаграма
кисел разтвор кислород, включени в състава MnO4 йони. заедно с водородни йони накрая образува вода. Поради това, в процеса на записване на прехода-ми харесва това:
За да подмените стрелката на знака за равенство, е необходимо да се изравнят и такси. Poskol-ку изходни материали имат седем положителни заряди (7+), а крайната - две положителни (2+), след това състоянието на запазване на таксите следва да бъде отляво на диаграмата добавите пет електрони:
Този втори полу-реакция - възстановяване процес окислител, т.е. перманганат йон
За цялостна уравнение реакция трябва половин реакция уравнения termwise сгънати, предварително изравняване на броя дадени и получени elektronov.V този случай, чрез намиране на най-малките множество правила определят съответните множители, които се размножават уравнение запис polureaktsiy.Sokraschenno се извършва, както следва:
И чрез намаляване на + 10Н. най-накрая получаваме
Ние провери коректността формулирани в йонна форма уравнение: брой кислородни атома в лявата част 8, 8 отдясно; броят на такси в лявото крило (2 -) + (6+) = 4+ в pravoy2 (2+) = 4+. Уравнението е направено правилно, тъй като атомите и такси се изравняват.
половината метод реакция се равнява на реакцията в йонна форма. Към него се уравнението на молекулна форма, се процедира, както следва: от лявата страна на йонната уравнението за всеки анион изберете съответния катион, и всеки катион - анион. На следващо място, същите йони в един и същ номер на запис от дясната страна на уравнението, а след това на йоните да съчетават Molek-Ly:
По този начин, съставът на уравненията на редокси реакции, използвайки метод половината реакция води до резултата, че методът на електронна везна.
Нека сравним двата метода. Достойнство ymetoda половината реакция на Com-изтънени с електронен баланс от това. не хипотетични йони се използват в него, и действително съществуващи. В действителност, не йони и имат йони в разтвор
В метода на половин реакции не е необходимо да се знае степента на окисление на атомите. Написването на отделни половин реакционни уравнения на йон-q.s. Димо за разбиране на химическите процеси в клетката и електролиза. С този метод, виждате ролята на околната среда като активен участник в този процес. Накрая, когато се използва метода на половин реакции, не е необходимо да се знае всичко на получения материал, те се появяват в уравнението за реакция при превръщането му. Следователно метод половината реакция трябва да се предпочита и се прилага в състав-lenii уравненията на редокси реакции, про-Tek във водни разтвори.
Електрохимично серия напрежение
Потенциалният разликата "електрод вещество - разтвор" само-солна служи количествена характеристика на вещество (метали, така и неметали) влезе в разтвор като йони, т.е. характер стик RH йон капацитет и съответното вещество.
Тази потенциална разлика се нарича потенциал на електрод.
Въпреки това, такива директни методи за измерване на потенциалната разлика не съществува, така разположени, за да ги определят по отношение на така наречената стандартен водороден електрод, който потентност др обикновено приемат като нула (често наричан сравнителен електрод). Стандартна водороден електрод се състои от платина плоча потопен в киселина разтвор Con-Центрация на Н + йони на 1 мол / л и се промива с поток от водороден газ при стандартни условия.
Появата на капацитета на стандартен водороден електрод може да бъде представена както следва. газ водород се абсорбира платина влиза атомен състояние:
Между атомен водород, образуван по повърхността на подложката, водородните йони в разтвор и платина (! Електрони) могат да бъдат реализирани състояние на динамично равновесие:
Общият процес се изразява с уравнението:
Platinum не участва в окислителната - процес редукция, но е само носител на атомен водород.
Ако метална плоча се потапя в солен разтвор с концентрация на метални йони от 1 мол / л, за свързване към стандартен водороден електрод, след това получаване на електрохимичната клетка. На електродвижещата сила на този елемент (електродвижеща сила), измерена при 25 ° С, и се характеризира потенциала на електрон-стандартен електрод на метал, обикновено обозначен с E 0.
По отношение на система H 2 / 2Н + някои вещества ще се държи като окислители друга - като редуциращи агенти. Вече има практически стандартните възможности на много метали и неметали, които характеризират относителната способност за намаляване на агенти на окислители или от държава или улавяне на електрони.
Потенциалите на електродите, действащи като редуциращи агенти по отношение на водород, имат знак "-" и "+" знак маркиран потенциала на електродите, които са окислители.
Ако метали са разположени в реда на количката намачкване техните стандартни електродни потенциали, образува така наречената усмихната електрохимична напрежение серия метал риболов:
Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, N, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Няколко стрес характеризира химичните свойства на метали.
1. повече отрицателен потенциал електрод на метала, толкова по нейната устойчивост.
2. Всяка метал в състояние на изместване (възстановяване) от тези метали разтвори на соли, които са сред металите след стрес. Изключенията са единствените алкални и алкалоземни метали, които няма да се възстановят други метални йони от разтвори на техните соли. Това се дължи на факта, че в тези случаи по-висока реакции скоростта на взаимодействащи взаимно метали с вода.
3. Всички метали с отрицателно стандарт електрон-електрод потенциал, т.е. намира в електрохимична серия метал риболов наляво от водород, може да се измести от киселинни разтвори.
Трябва да се отбележи, че показва броя характеризира поведението на метали и метални соли в само воден разтвор, тъй като възможностите насочени специфично взаимодействие на даден йон от молекули на разтворителя. Ето защо редица електрохимична литиев започва, докато по-активно химично рубидий и калий прав литий. Това се дължи на изключително висока енергия про-отстъпване хидратация на литиев йон в сравнение с други йони на алкални метали.
Алгебрични стойността на стандартната потенциал редокси описва окислителна активност на съответния окислена форма. Поради това, сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциала ни позволява да отговори на въпроса дали или не се случва, окислително-редукционна реакция?
По този начин, всички полу-реакция окисляването на халогенидни йони, за да освободи халоген
2Cl - - 2е = Cl2 E 0 = -1.36 V (1)
2Br - 2е Br2 = E 0 = -1.07 V (2)
2I - 2е = I2 E 0 = -0.54 V (3)
могат да бъдат приложени в стандартни условия, като се използва като окислител оловен оксид (IV) (E 0 = 1.46 V) или калиев перманганат (E 0 = 1.52 V). При използване на калиев бихромат (E 0 = 1.35 V) може да се извърши само реакция (2) и (3). Накрая, използването като окислител азотна киселина (E 0 = 0.96 V) позволява само половината реакция, включваща йодид йони (3).
По този начин, количествен критерий за оценка на възможността за възникване на определена реакция редокси е положителна стойност на разликата на стандартни редокспотенциал полу-реакция на окисление и редукция.
Разположен на IAD. които се случват в електродите в електролитния разтвор или стопилка чрез преминаване на електрически ток през тях, наречен електролиза.
В процеса на катод ток източник на електронен трансфер настъпва катиони от разтвор или стопилка, така че катодът е "намаляване" .От настъпва анода аниони откат електрони, така анода е "окислител".
В електролизата на анода и катода могат да се появят конкурентни процеси.
При извършване на електролиза се използва инертен (не консуматив) анод (например платина или графит) обикновено са две конкурентни окисляване процес ivosstanovitelnyh:
анода - подкисляване на анионите и хидроксидни йони при катода - възстановяване на катиони и водородни йони.
При извършване на електролиза използване активност (жертвен) процес анод е сложно и конкурентни
реакции на електродите са както следва:
анода - подкисляване на анионите и хидроксидни йони, анодно разтваряне на метал - анод материал;
на катода - възстановяване на сол катион и водороден йон възстановяване на метални катиони, получен чрез разтваряне
анод.
При избора на най-вероятно процеса на анода и катода се основава на предположението, че тази реакция се появява, което изисква по-ниски разходи energii.Pri електролиза на солеви разтвори с инертен електрод с помощта на следните правила.
1. Следните продукти могат да бъдат образувани в анода:
а) в електролиза на разтвори, съдържащи аниони F -. SO4 2-. NO3 -. PO4 3-. OH -, кислород;
б) без халоген освободен по време на окислението на халогенидни йони;
в) се осъществява в процеса на окисление на аниони на органични киселини:
2RCOO - - 2е → R-R + 2CO2.
2. В електролиза на солеви разтвори. съдържащ йони. разположен в ляво в електрохимична серията Al 3+. в катодното водородът се освобождава; ако йон се намира в дясно от водород, избран метала.
3. В електролиза на солеви разтвори, съдържащи йони, намиращи се между Al3 + йони и Н + към катода може да възникне като конкурентни процеси за възстановяване катиони ivydeleniya водород.
Да разгледаме като пример за електролиза на воден разтвор на меден хлорид инертни електроди. Си2 + йони и хлор в разтвор - че под действието на електрически ток са изпратени към съответните електроди:
В електролиза на воден разтвор на активно метал oxyacid соли (например KNO3) или метални катиони, или йони киселинен остатък не изпълнява. Водородът се отделя на катода и анода - кислород и електролиза на разтвор на калиев нитрат, се редуцира до електролитен разлагане на вода.
Имайте предвид, че електролиза на разтвори на електролити провежда енергично по-благоприятни от топи, така че електролити се топят при много високи температури.
Зависимостта на количеството на веществото, образувана по време на електролиза и силата на тока, дадена от закона обобщената Фарадей:
m = (E / F) • I • т = (М / (п • F)) • I • т,
където m - маса, образувана по време на електролизата вещество (д); Е - еквивалентната маса на веществото (г / мол); М - моларен маса от материал (г / мол); п - количество дават или да електрони; I - ток интензитет (А); т - време (и) Метод; F - Фарадей константа, която характеризира количеството електроенергия, необходимо да се изолира един еквивалент тегло на вещество (F = 96 500 С / мол = 26.8 A • ч / мол).