Метод электронно-ионного баланса. Направление ОВР

 

Рассмотрим метод электронно-ионного баланса на примере реакции

K₂Cr₂O₇ + Ti₂(SO₄)₃ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + Ti(SO₄)₂ + H₂O + K₂SO₄.

Уравнивание стехиометрических коэффициентов ионно-электронным методом проводим по определенному алгоритму.

1) Проставим для всех элементов степени окисления:

+ + = + + + .

2) определим элементы, меняющие степень окисления в результате реакции, и выясним, какое вещество является окислителем (принимает электроны), а какое – восстановителем (отдает электроны).

В данной реакции изменяют степени окисления элементы Cr и Ti, при этом K₂Cr₂O₇ выполняет роль окислителя, а Ti₂(SO₄)₃ является восстановителем, H₂SO₄ играет роль среды.

3) Запишем реакцию в ионно-электронном виде и подчеркнем окислитель и восстановитель. Для этого учитываем диссоциацию молекул на ионы, а слабые электролиты (например, Н₂О, оксиды и сульфиды металлов), если они встречаются в реакции, оставляем в молекулярном виде. Получаем:

2K⁺ + (Cr₂O₇) ^2- + 2Ti ³⁺ + 3(SO₄)^2- + 2H⁺ + (SO₄)^2– =

= 2Cr ³⁺ + 3(SO₄)^2- + Ti ⁴⁺ + 2(SO₄)^2- + H₂O + 2K⁺ + (SO₄)^2-. (1)

4) Представим полуреакции окисления и восстановления, рассматривая только подчеркнутые частицы. Сравниваем количество основных элементов справа и слева и, при необходимости, вводим уравнивающие коэффициенты (в данном случае ставим 2 перед Ti⁴⁺).

(Cr₂O₇)^2- → 2Cr³⁺; (2)

окислитель

2Ti³⁺ → 2Ti⁴⁺. (3)

восстановитель

5) Определимчисло принятых электронов в полуреакции восстановления и число отданных электронов в полуреакции окисления.

(Cr₂O₇)^2- + 6 2Cr³⁺ ; (4)

2Ti³⁺ – 2 2Ti⁴⁺ . (5)

 

6) Проведем в каждой строчке ионное уравнивание, учитывая изменения состава ионов. Для уравнивания числа атомов кислорода и водорода, вводят в зависимости от среды или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и ионы гидроксида (если среда щелочная).

В нашем случае баланс по кислороду устанавливаем в виде H₂O, а по водороду – в виде Н⁺. В правую часть полуреакции (4) вводим 7 молекул H₂O, а в левую часть – добавляем 14∙Н⁺. В полуреакции (5) изменений нет. Получаем следующее:

14Н⁺ +(Cr₂O₇)^2- + 6 → 2Cr³⁺ + 7H₂O; (6)

2Ti³⁺ – 2 → 2Ti⁴⁺ . (7)

7) Установим электронный баланс, принимая во внимание, что число отданных восстановителем электронов всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Для этого справа ставим вертикальную черту, находим наименьшее общее кратное ( HОК ) между количеством отданных и принятых электронов (в данном примере HОК= 6) и проставляем соответствующие коэффициенты.

 

14Н⁺ +(Cr₂O₇)^2- + 6 → 2Cr³⁺ + 7H₂O 1

2Ti³⁺ – 2 → 2Ti⁴⁺ 3

 

8) Суммируем левые и правые части полуреакций, умножив на соответствующие коэффициенты:

14H⁺ + (Cr₂O₇)^2- + 6Ti³⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Ti⁴⁺.

9) Теперь под знаком равенства поставим короткую вертикальную черту и для элементов, стоящих слева, добавим связанные с ними частицы, которые раньше мы не учитывали. Как видно из 3, для (Cr₂O₇)^2- это 2К⁺, для 2Ti³⁺ это 3(SO₄)^2-, а для 2Н⁺ – (SO₄)^2-. Те же самые частицы записываем справа от черты. Получаем следующее:

14H⁺ + (Cr₂O₇)^2- + 6Ti³⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6Ti⁴⁺;

7(SO₄)^2- + 2K⁺ + 9(SO₄)^2- | 7(SO₄)^2- + 2K⁺ + 9(SO₄)^2-.

10) Учитывая добавленные ионы, составляем полное уравнение со всеми стехиометрическими коэффициентами:

K₂Cr₂O₇ +3Ti₂(SO₄)₃ +7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ +6Ti(SO₄)₂ + 7H₂O+K₂SO₄.

Теперь определим термодинамическую вероятность протекания данной окислительно-восстановительной реакции. Как показано в теме IV, для этого необходимо провести расчет убыли свободной энергии (Δ G ⁰₂₉₈ химической реакции).

Записываем из 7 полуреакции окисления и восстановления и, пользуясь табличными данными, приводим для них справа значения электродных потенциалов (φ⁰):

14Н⁺+(Cr₂O₇)^2- 2Cr³⁺+7H₂O; φ = φ = +1,33 В;

2Ti³⁺ 2Ti⁴⁺ φ = φ = –0,04 В.

 

Рассчитываем ЭДС протекающего процесса (E ⁰):

E ⁰ = φ – φ = 1,33 – (-0,04) = 1,37 В.

 

Далее рассчитываем Δ G химической реакции:

Δ G ⁰₂₉₈ = – z F E ⁰,

где z – число электронов, переданных от восстановителя к окислителю. С учетом электронного баланса z равно наименьшему общему кратному коэффициентов, для данной ОВР z = 6;

F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль.

Чтобы ответ получить в кДж, вводим множитель 10^-3:

Δ G ⁰₂₉₈ = – z F E ⁰ = –6×96500×1,37×10^-3 = –793,2 кДж.

Так как Δ G ⁰₂₉₈ < 0, то данная реакция термодинамически вероятна, т.е. может протекать в прямом направлении.