Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см.Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

[Править]Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидовметаллов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Влияние pH Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Эквивалентная масса окислителя и восстановителя без понятия где искать

31. Методы составления ОВР

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить схему реакции.

Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂S + …

2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …

3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …

5. Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Mg⁰ → Mg⁺² окисляется

S⁺⁶ → S^-2 восстанавливается

6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² окисление

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 восстановление

7. Определить восстановитель и окислитель.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² восстановитель

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 окислитель

8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²

8

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2

9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² 4

8

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 1

9. Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.

4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

10. Проверить уравнение реакции. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.

5 * 4 = 20 4 * 4 + 4 = 20

31. Особые случаи ОВР

31. Стандартный (нормальный) электродный потенциал. Ряд напряжений металлов.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

Электродный потенциал не может быть получен эмпирически. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Таким образом, невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен водородный электрод, для которого этот потенциал точно определён и равен 0,00 В, и любой электрод, для которого электронный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Также нужно иметь в виду, что потенциалы не зависят от количества передаваемых электронов в полуреакциях (даже если оно различно), так как они рассчитаны на 1 моль переданных электронов. Отсюда при расчёте какого-либо электродного потенциала на основании двух других следует проявлять внимательность.

Например:

Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe(тв) −0.036 В

Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(тв) −0.44 В

Для получения третьего уравнения:

Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (+0.77 В)

следует умножить потенциал первого уравнения на 3, перевернуть второе уравнение(поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал третьего уравнения.

Основополагающим звеном для понимания электрохимических процессов является ряд напряжения металлов. Металлы можно расположить в ряд, который начинается с химически активных и заканчивается наименее активными благородными металлами:  Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

31. Гальванический элемент. Элемент Якоби-Даниэля. Схема. Электродные процессы.

Гальванический элемент – прибор, который преобразовывает химическую энергию в электрическую. Одним из таких элементов является элемент Даниэля – Якоби. Этот элемент состоит из двух электродов: цинкового и медного, – погруженных в соответствующие сульфатные растворы, между которыми пористая перегородка:

медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Zn электродов, к-рые погружены в р-ры CuSO₄ и ZnSO₄ соотв., разделенные пористой перегородкой:  Источником электрич. энергии служит своб. энергия хим. р-ции Zn + + CuSO₄->ZnSO₄ + Си. Эдс элемента складывается из разницы потенциалов электродов, а также диффузионного потенциала на границе  ; при 25

Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби

Выделяют две группы электрохимических  процессов :

         процессы  превращения электрической энергии в химическую (электролиз);

         процессы  превращения химической энергии в электрическую ( гальванические   элементы ).

31. Уравнение Нернста. ЭДС

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.