Metoda jumătate de reacție - studopediya

Ca nume se revelează, această metodă se bazează pe prepararea ecuațiilor ionice pentru procesul procesului de oxidare și de reducere, urmată de însumarea lor într-o ecuație generală. Ca o ecuație exemplu compune aceeași reacție, care este utilizat în explicarea tehnica echilibrului electronic. Prin trecerea hidrogenului sulfurat H2S, printr-o soluție de KMnO4 acidifiat permanganat de potasiu de culoare purpurie dispare și soluția devine tulbure. Experiența arată că turbiditatea soluției are loc ca urmare a depunerilor de învățământ de sulf elementar, și anume. fluxul de proces:

Acest circuit este egalată cu numărul de atomi. Pentru a ajusta numărul de taxe este necesară în partea stângă a schemei de a lua doi electroni, atunci puteți înlocui săgeata de pe semnul egalității:

Aceasta este prima jumătate de reacție a - oxidarea agentului reducător H 2 S.

Decolorarea soluției datorită MnO4 de ioni de tranziție - (el are purpuriu) pentru Mn 2+ (practic incolor și numai la concentrații mari are o culoare ușor roz), care poate fi exprimată într-o diagramă

Soluția acidă oxigenul inclus în compoziția ionilor MnO4. împreună cu ionii de hidrogen, eventual, formează apa. Prin urmare, procesul de înregistrare a tranziției-place acest lucru:

Pentru a înlocui săgeata de pe semnul egalității, este necesar să se egalizeze și taxe. Materiile prime Poskol-ku au șapte sarcini pozitive (7+), iar finala - două pozitive (2+), atunci starea de conservare a taxelor ar trebui să fie în partea stângă a diagramei se adaugă cinci electroni:

Această a doua jumătate de reacție - recuperare proces oxidant, adică ion permanganat

Pentru o ecuație generală de reacție trebuie să ecuații de jumătate de reacție termwise pliate, pre-egaliza numărul dat și primit elektronov.V acest caz, prin găsirea celor mai mici reguli multiple definesc multiplicatori respectivi care se multiplică înregistrarea polureaktsiy.Sokraschenno ecuație se realizează după cum urmează:

Și, prin reducerea la + 10H. în cele din urmă vom obține

Verificam corectitudinea formulată în ecuația formă ionică: număr de atomi de oxigen în partea stângă a 8, 8 pe dreapta; numărul de sarcini din partea stângă (2 -) + (6+) = 4+ în pravoy2 (2+) = 4+. O ecuație este făcută corect, deoarece atomii și taxele sunt egalizate.

jumătate metodă de reacție este echivalentă reacției într-o formă ionică. Pentru el merge la ecuația în formă moleculară, se procedează după cum urmează: în partea stângă a ecuației ionice pentru fiecare anion selectați cationul corespunzător, și fiecare cation - anion. În continuare, aceeași ioni în același număr de scriere de pe partea dreaptă a ecuației, atunci ionii de a combina Molek-LY:

Astfel, compoziția ecuațiile reacțiilor redox folosind metoda jumătate de reacție conduce la rezultatul că metoda bilanțului electronic.

Să comparăm cele două metode. Demnitate ymetoda jumătate din reacția Com-pared cu un cântar electronic prin asta. Ionii nu ipotetice sunt utilizate în ea, și de fapt existente. De fapt, ionii și au ioni în soluție

În metoda de jumătăți de reacții nu au nevoie să cunoască gradul de oxidare a atomilor. Scrierea unei ecuații separate, jumătate de reacție ale ionului-q.s. Dimo ​​pentru înțelegerea proceselor chimice din celula si electroliza. Cu această metodă, a se vedea rolul mediului ca un participant activ în acest proces. În cele din urmă, atunci când se utilizează metoda de jumătăți de reacții nu trebuie să știe tot materialul rezultat, ele apar în ecuația reacției derivarea ea. Prin urmare, metoda de jumătate de reacție ar trebui să fie preferată și să o aplice la ecuațiile compoziție lenii de reacții redox, pro-Tek în soluții apoase.

O serie de tensiune electrochimică

Diferența de potențial „substanță electrod - soluție“ doar clorhidric servește caracteristică cantitativă a unei substanțe (ambele metale și nemetale) trec în soluție sub formă de ioni, adică caracterul capacitate ion Stick RH și substanța corespunzătoare.

Această diferență de potențial se numește potențialul de electrod.

Cu toate acestea, astfel de metode directe de măsurare a diferenței de potențial nu există, astfel aranjate pentru a le defini în legătură cu așa-numitul electrod standard de hidrogen, care a potența în mod convențional ca al luat zero (adesea numit, de asemenea, un electrod de referință). electrod standard de hidrogen cuprinde o placă de platină imersat în soluția de acid con-centrarea ioni H + de 1 mol / l și se spală cu un curent de hidrogen gazos în condiții standard.

Apariția capacității pe electrodul standard de hidrogen poate fi reprezentat după cum urmează. platină Gazul de hidrogen este adsorbit intră în starea atomică:

Între hidrogen atomic format la suprafața plachetei, ioni de hidrogen în soluție și platină (! Electronii) se poate realiza o stare de echilibru dinamic:

Procesul totală este exprimată prin ecuația:

Platina nu participă la oxidare - procesul de reducere, ci este doar un purtător de hidrogen atomic.

În cazul în care o placă metalică este cufundat într-o soluție de sare care are o concentrație de ioni metalici de 1 mol / l, pentru a se conecta la un electrod standard de hidrogen, atunci obținem celula electrochimică. Forța electromotoare a acestui element (forță electromotoare) măsurat la 25 ° C, și caracterizează potențialul de electroni standard electrod de metal, în mod tipic notată cu E 0.

În ceea ce privește sistemul H 2 / 2H + unele substanțe se vor comporta ca agenți de oxidare altele - ca agenți de reducere. Exista acum potentiale practic standard ale multor metale si nemetale, care caracterizează capacitatea relativă a agenților de reducere a agenților de oxidare sau de țară sau de captură de electroni.

Potențialele electrozilor care acționează ca agenți de reducere în ceea ce privește hidrogenul, au semnul „-“ și „+“ semnul marcat potențialul electrozilor, care sunt agenți de oxidare.

În cazul în care metalele sunt poziționate în ordinea unui coș-cutelor potențialul lor de electrozi standard formează un așa-numita zâmbitor serie de tensiune electrochimic de pescuit de metal:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, N, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Mai multe stres caracterizează proprietățile chimice ale metalelor.

1. Potențialul mai negativ electrod de metal, cu atât mai mare reziliența.

2. Fiecare din metal capabil de a deplasa (restaura) din aceste soluții de sare de metale, care sunt printre metalele după stres. Excepțiile sunt singurele metale alcaline și alcalino-pământoase, care nu se va recupera alți ioni metalici din soluții ale sărurilor lor. Acest lucru se datorează faptului că, în aceste cazuri, o reactie de viteză mai mari ale interacționând reciproc metale cu apa.

3. Toate metalele care au un standard negativ electron-electrod-potențial, adică, situat în electrochimie pescuit serie de metal lăsat de hidrogen, se poate deplasa de la soluții acide.

Trebuie remarcat faptul că numărul indicat caracterizează comportarea metalelor și a sărurilor de metal în numai soluții apoase, deoarece potențialul de a aborda interacțiunea specifică a unui ion de moleculele de solvent. Acesta este motivul pentru care începe un număr de litiu electrochimic, în timp ce mai activ chimic rubidiu și potasiu sunt de litiu dreapta. Acest lucru se datorează extrem de mare de energie pro-cesiuni hidratarea ionilor de litiu, în comparație cu alți ioni de metale alcaline.

Valoarea algebrică a potențialului redox standard, descrie activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialului redox standard, ne permite să răspundă la întrebarea dacă are loc sau nu o reacție redox?

Astfel, toate oxidarea jumătate de reacție a ionilor de halogenură pentru a elibera halogen

2CI - - 2e = Cl2 E 0 = -1.36 V (1)

2Br - 2e Br2 = E 0 = -1.07 V (2)

2I - 2e = I2 E 0 = -0.54 V (3)

pot fi puse în aplicare în condiții standard, prin utilizarea ca agent de oxid de plumb (IV) (E 0 = 1,46 V) sau permanganat de potasiu (E 0 = 1,52 V) oxidare. Când utilizați dicromat de potasiu (E 0 = 1,35 V) poate fi efectuată numai de reacție (2) și (3). În cele din urmă, utilizarea ca un acid azotic oxidant (E 0 = 0,96 V) permite numai o jumătate de reacție care implică ionii de iodură (3).

Astfel, criteriul cantitativ pentru evaluarea posibilității de apariție a unei anumite reacții redox este o valoare pozitivă a diferenței de potențiale redox standard de jumătate de reacția de oxidare și de reducere.

Set de IAD. care au loc la electrozi din soluția de electrolit sau de topitură prin trecerea curentului electric prin ele, numit electroliza.

La procesul de transfer de electroni cu sursă de curent catodic are loc cationi din soluție sau topi, astfel încât catodul este „reducerea“ .Pe anod se produce anioni turtire electroni, deci anodul este „comburant“.

In electroliza la anod și catod poate avea loc procese concurente.

Când se efectuează electroliza cu ajutorul unui inert (neconsumabil) anod (de exemplu, platină sau grafit), de obicei, sunt două concurente proces de oxidare ivosstanovitelnyh:

anod - acidificarea anioni și ionii de hidroxid de la catod - recuperarea cationi și ioni de hidrogen.

Când se efectuează electroliza folosind activ (de sacrificiu) anodic este complicată și concurente
Reacțiile la electrozii sunt după cum urmează:

anod - acidifierea anioni și ionii de hidroxid, anodică de dizolvare a metalelor - materialului anod;

la catod - restaurarea cationului sării și restaurare de ioni de hidrogen cationi metalici obținut prin dizolvarea
anod.

La selectarea cel mai probabil, procesul de anod și catod se bazează pe presupunerea că reacția are loc, care necesită costuri mai mici energii.Pri electroliza soluțiilor de sare cu un electrod inert folosind următoarele reguli.

1. Următoarele produse pot fi formate la anod:

a) în electroliza soluțiilor care conțin anioni F -. SO4 2-. NO3 -. PO4 3-. OH -, oxigen;

b) fără halogen eliberat în timpul oxidării ionilor de halogenură;

c) are loc în procesul de oxidare a anioni de acizi organici:

2RCOO - - 2e → R-R + 2CO2.

2. În electroliza soluțiilor de sare. conținând ioni. situat la stânga în seria electrochimică Al 3+. la hidrogenul catodic este eliberat; dacă ionul este situată în partea dreaptă a hidrogenului, selectat metalul.

3. În electroliza soluțiilor de sare conținând ioni, situate între Al 3+ și ionii H + la catod pot apărea ca procese concurente de recuperare cationi ivydeleniya hidrogen.

Să considerăm, de exemplu, pentru electroliza unei soluții apoase de electrozi inerte clorură de cupru. Cu 2+ și Cl în soluție - care, sub acțiunea curentului electric sunt trimise la electrozii respectivi:

In electroliza unei soluții apoase a unei săruri de metal oxyacid active (de exemplu KNO3) sau cationi metalici, sau ionii de acid reziduuri nu evacuează. Hidrogenul este eliberat la catod și la anod - oxigen și electroliza soluției de azotat de potasiu este redus la descompunerea electrolitică a apei.

Rețineți că electroliza soluțiilor de electroliți efectua energetic mai favorabile decât se topește, astfel ca electroliti se topesc la temperaturi foarte ridicate.

Dependența cantității de substanță formată în timpul electrolizei și intensitatea curentului dat de legea lui Faraday generalizată:

m = (E / F) • I • t = (M / (n • F)) • I • t,

unde m - masa format în timpul electrolizei substanței (g); E - masa echivalentă a substanței (g / mol); M - masa molară a materialului (g / mol); n - cantitatea de electroni da sau lua; I - intensitatea curentului (A); t - timpul de proces (e); F - lui Faraday constantă, care caracterizează cantitatea de energie electrică necesară pentru a izola un echivalent greutate dintr-o substanță (F = 96500 C / mol = 26,8 A • h / mol).