23) Окислительно-восстановительные процессы. Процессы окисления и восстановления овр. Метод электронного баланса.

Окислительно-восстановительные реакции:

это такие реакции, которые протекают с переходом электронов от одних атомов (восстановителя) к другим (окислителю).

Степень окисления – условный заряд, который приписывают данному химическому элементу в соединении исходя из предположения о полном смещении электронной плотности от менее электроотрицательного к более электроотрицательному элементу.

Степень окисления изменяется либо в результате полного перехода электронов от одного участника процесса к другому, либо за счет перераспределения электронной плотности между атомами реагентов.

При протекании окислительно-восстановительных реакциях происходит процесс окисления и процесс восстановления.

В качестве окислителей и восстановителей могут выступать как простые и сложные вещества, так и ионы, содержащие в своем составе элементы, изменяющие степень окисления в процессе реакции.

Проявление окислительно-восстановительных свойств атомов различных элементов зависит:

1) от положения элемента в периодической системе:

2) от степени окисления элемента в веществе:

Классификация окислительно-восстановительных реакций.

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одного вещества.

3. Диспропорционирование (самоокисление – самовосстановление) – реакции, в которых окислителем восстановителем является один и тот же элемент, в одной той же степени окисления.

4. Конпропорционирование – реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в разных степенях окисления.

24) Электроды первого рода. Расчёт потенциала электрода. Уравнение Нернста. Электрохимический ряд напряжений металлов.

Электродный потенциал – скачок потенциала, возникающий под влиянием ряда факторов, на границе металл – раствор электролита. при погружении металла в воду или в раствор, содержащий ионы данного металла, на поверхности раздела металл – раствор образуется двойной электрический слой и возникает разность потенциалов (скачок потенциала) между металлом и раствором.

Стандартный электродный потенциал металла – разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом

Ряд напряжений:Каждый левее стоящий металл вытесняет каждый правее стоящий металл из раствора его соли. Металл с меньшим потенциалом всегда будет окисляться (анодом), с большим – восстанавливаться (катодом).

Уравнение Нернста.

Зависимость электродного потенциала от концентрации одноименных ионов в растворе описывается уравнением НЕРНСТА: ,где – стандартный (нормальный)

электродный потенциал металла, В;

– универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(мольК);

– температура, К; – постоянная Фарадея, 96500Кл/моль;

– активность ионов металла в растворе, моль/л;

– число электронов, принятых или отданных в ходе реакции.

25. Гальванические элементы. Это устройство, в котором химическая энергия превращается в электрическую. Элемент Якоба –Даниэля(русинок). Для нахождение ЭДС гальванического элементы из потенциала катода необходимо отнять потенциал анода. Е=(фи) катода- (фи)анода. при работе элементы концентрация ионов будет увеличиваться, а концентрация ионов меди уменьшаться. Поэтому при работе элемента его ЭДС со временем уменьшается.

26) Химические источники тока «Сухие» элементы, аккумуляторы, топливные элементы.

Химические источники тока, устройства, вырабатывающие электрическую энергию за счёт прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительных реакций. Первые Х. и. т. созданы в 19 в. (Вольтов столб, 1800; элемент Даниела — Якоби, 1836; Лекланше элемент, 1865, и др.). До 60-х гг. 19 в. Х. и. т. были единственными источниками электроэнергии для питания электрических приборов и для лабораторных исследований. Основу Х. и. т. составляют два электрода (один — содержащий окислитель, другой — восстановитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила (эдс), соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие Х. и. т. основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно разделённых процессов: на отрицательном электроде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи (создавая разрядный ток) к положительному электроду, где участвуют в реакции восстановления окислителя.

В зависимости от эксплуатационных особенностей и от электрохимической системы (совокупности реагентов и электролита) Х. и. т. делятся на гальванические элементы (обычно называются просто элементами), которые, как правило, после израсходования реагентов (после разрядки) становятся неработоспособными, и аккумуляторы, в которых реагенты регенерируются при зарядке — пропускании тока от внешнего источника (см. Зарядное устройство). Такое деление условно, т.к. некоторые элементы могут быть частично заряжены. К важным и перспективным Х. и. т. относятся топливные элементы (электрохимические генераторы), способные длительно непрерывно работать за счёт постоянного подвода к электродам новых порций реагентов и отвода продуктов реакции. Конструкция резервных химических источников тока позволяет сохранять их в неактивном состоянии 10—15 лет (см. также Источники тока).

27) Кинетика электродных процессов при электролизе. Явление поляризации, перенапряжение. Потенциал разложения. Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, протекающая на электродах под действием электрического тока.

Впервые предложен механизм электродных процессов электролиза расплава KF.

nHF, сопровождающийся одновременным про-

теканием на катоде нескольких реакций. Сначала идет разряд ионов H+

или ионов (HF)nH+

, а затем, после достижения соответ-

ствующего напряжения, в выделении водорода участвуют ионы K+

. Основной результат электролиза обеспечивается окислени-

ем на аноде ионов (HF)nF−

до молекулярного фтора, а на катоде − восстановление ионного комплекса K+

(HF)nF−

с выделением

молекулярного водорода. Механизм обоснован термодинамическим анализом возможных суммарных электрохимических ре-

акций, подтверждается теоретическими представлениями об электропроводности электролитов и объясняет аномальные явле-

ния электролиза расплава KF.

nHF. Расчетные значения равновесных напряжений наиболее вероятных суммарных электродных

реакций, обеспечивающих основной результат электролиза расплава KF.

nHF, равны 3,51 В для KF.

2HF при 363 К и 3,13 В для

KF.

HF при 523 К

28) Электролиз солей с растворимым и нерастворимым анодом.

При электролизе растворов солей , содержащих ионы , расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде выделяется водород; если ион расположен правее водорода, то выделяется металл.

При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные между Аl3+ и Н+ на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода. При электролизе водного раствора соли активного металла кислородсодержащей кислоты (например, КNО3) ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются. На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз раствора нитрата калия сводится к электролитическому разложению воды.

Отметим, что электролиз растворов электролитов проводить энергетически выгоднее, чем расплавов, так как электролиты плавятся при очень высоких температурах.