Основы электрохимии. Вапиров В.В - 6 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ПетрГУ | Петрозаводск

Составители: 

Рубрика: 

6
степени окисления, так как для многих реакций в растворах она лишена
физического смысла. Например, частица Mn, которой мы оперировали в
методе электронного баланса, в водном растворе существовать не может и
под действием воды переходит в MnO
4
-
. Таким образом, в методе
электронно-ионного баланса рассматриваются реально существующие
частицы в растворе. Кроме того, этот метод позволяет учитывать роль
среды (H
2
O, Н
+
, ОН
-
) на протекание окислительно-восстановительной
реакции.
Необходимо помнить, что если в результате реакции частица теряет
кислород в форме [О
2-
], то его акцептором в кислой среде являются ионы
водорода, а в нейтральной и щелочной средах – вода
[О
2-
] + 2Н
+
= H
2
O
[О
2-
] + H
2
O = 2ОН
-
И наоборот, в щелочной среде донором О
-2
являются группы ОН
-
, а в
кислой и нейтральной - H
2
O. Участие среды в данных процессах
неизбежно, так как частицы [О
2-
], вследствие высокой реакционной
способности, появится в свободном виде не могут и должны быть связаны
в устойчивую форму.
Применяя метод электронно-ионного баланса, расставим
коэффициенты в уравнениях окисления сульфита натрия перманганатом
калия в различных средах.
1. В кислой среде происходит обесцвечивание раствора перманганата
калия, первоначально имевшего розовую окраску, что указывает на
переход окрашенных ионов MnO
4
-
в бесцветные катионы Mn
2+
. Уравнение
протекает по следующей схеме:
KMnO
4
+ Na
2
SO
4
+ H
2
SO
4
→ MnSO
4
+ Na
2
SO
4
+ K
2
SO
4
+ 8H
2
O
В этом методе учитывают конкретные формы ионов, участвующих во
взаимодействии, поэтому уравнение записывают в ионном виде.
K
+
+ MnO
4
-
+ 2Na
+
SO
3
2-
+ 2H
+
+ SO
4
2-
→ Mn
2+
+ SO
4
2-
+ 2Na
+
+ SO
4
2-
+ 2K
+
+
+ SO
4
2-
+ H
2
O
Процессы восстановления и окисления записываются в виде
полуреакций:
2 MnO
4
-
+ 8Н
+
+ 5е
-
= Mn
2+
+ 4H
2
O
5 SO
3
2-
+ H
2
O – 2e = SO
4
2-
+ 2H
+
Суммируя две полуреакции получаем ионное уравнение: 
степени окисления, так как для многих реакций в растворах она лишена
физического смысла. Например, частица Mn, которой мы оперировали в
методе электронного баланса, в водном растворе существовать не может и
под действием воды переходит в MnO4-. Таким образом, в методе
электронно-ионного баланса рассматриваются реально существующие
частицы в растворе. Кроме того, этот метод позволяет учитывать роль
среды (H2O, Н+, ОН-) на протекание окислительно-восстановительной
реакции.
    Необходимо помнить, что если в результате реакции частица теряет
кислород в форме [О2-], то его акцептором в кислой среде являются ионы
водорода, а в нейтральной и щелочной средах – вода

    [О2-] + 2Н+ = H2O
    [О2-] + H2O = 2ОН-

     И наоборот, в щелочной среде донором О-2 являются группы ОН-, а в
кислой и нейтральной - H2O. Участие среды в данных процессах
неизбежно, так как частицы [О2-], вследствие высокой реакционной
способности, появится в свободном виде не могут и должны быть связаны
в устойчивую форму.
     Применяя     метод    электронно-ионного    баланса,   расставим
коэффициенты в уравнениях окисления сульфита натрия перманганатом
калия в различных средах.
   1. В кислой среде происходит обесцвечивание раствора перманганата
калия, первоначально имевшего розовую окраску, что указывает на
переход окрашенных ионов MnO4- в бесцветные катионы Mn2+. Уравнение
протекает по следующей схеме:

      KMnO4 + Na2SO4 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

    В этом методе учитывают конкретные формы ионов, участвующих во
взаимодействии, поэтому уравнение записывают в ионном виде.

K+ + MnO4- + 2Na+SO32- + 2H+ + SO42- → Mn2+ + SO42- + 2Na+ + SO42- + 2K+ +
+ SO42- + H2O

    Процессы    восстановления    и окисления записываются в виде
полуреакций:

    2 MnO4- + 8Н+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O
    5 SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+

    Суммируя две полуреакции получаем ионное уравнение:


                                    6

Страницы