Учебно-методическое пособие для изучения практического курса химии

100 Любая Ох-Red реакция состоит из двух полуреакций – окисления и восстанов- ления. Для реакции взаимодействия хлорного железа с иодидом калия: FeCl 3 +KI→FeCl 2 +KCl+I 2 (7.3) окисление: 2I – –2e=I 2 (7.4) восстановление: Fe 3+ +e=Fe 2+ (7.5) В табл. 8 приложения полуреакции (11.4) соответствует потенциал В J J 54,0 / 2     , полуреакции (7.5) – В Fe Fe 77,0 2 3 /      . Знание величин φ° Ох/Red полуреакций позволяет предсказать возможность са- мопроизвольного протекания реакции. Условием самопроизвольного протека- ния Ох-Red реакции является неравенство φ° Ох >φ° Red , ∆Е=φ° Ох - φ° Red >0. Отме- тим, что все потенциалы табулированы в форме потенциалов восстановления, они характеризуют количественно полуреакцию – окисление или восстановле- ние, а ЭДС (∆Е) характеризует количественно ОВР, термодинамическую воз- можность ее самопроизвольного протекания. При составлении уравнений Ох–Red реакций применяются три метода: алгеб- раический (универсальный), электронного баланса и ионно-электронный. Для ре- акций в растворах электролитов используется в основном ионно-электронный ме- тод. Последовательность составления уравнений ионно-электронным методом рассмотрим на примере химической реакции: 2 1 2 2 4 61 2 2 4 6 2 3 2 4 6 3 2 2 4 6 2 1 2 4 7 1 2 4 62 ) (                 OHOSK OSMn OS Fe OSHOMnK OSFe (7.6) 1. Определяем степени окисления всех элементов, входящих в состав моле- кул, участвующих в реакции. 2. В уравнении (7.6) указываем молекулы, атомы которых изменили степень окисления.