38. Окислнтельно-восстанавительные процессы. Окислитепьно-восстановительные полуреакции. Э.Д.С. Суммарной окислительно-восстановительной реакции.

При меры окислительно-восстановительныx процессов в природе.

Класс химических процессов, которые могут быть описаны как

Обмен между молекулами или ионами другой элементарной частицей, электроном, называются окислительно-вoсcтановительными. Потеря электpoна – окисление, присоединение - восстановление . Наиболее наглядным примером перехода электронов при ОВР может cлyжить взаимное вытеснение металлов или неметаллов, "имеющих

разную химическую активность, например Zn.+ Cu2+ = Zn2 +Сu (стрелка вниз)

Вещество, отнимающее электроны - окислитель. ОВР невозможна, если оба участнике находятся в наивысшей или наинизшей валентности (Н2S HCl сера -2 хлор-1). Чаще

вceгo, когда один из участников может повысить, а другой понизить свою степень окисления, то реакция возможна. Подбор коэффициентов удобно совершать методом полуреакций (ионно-электронный).

3enисываются уравниваются отдельно процессы окисления и вoccтaновлeния, а полная реакция получатся сложением. Например, взаимодeйcтвие дихромата калия К2Cr2O7 с соляной киcлoтой. Ион Cr207 2- содержит хром в его высшей степени окисления - окислитель. Кислая среда. Переходит а СrЗ+. Ионы Cl могут только окисляться. Пoлypеакция окисления 2С1- - 2е =C12. Уравниваем число атомов кислорода. Полуреакция восстановлена. Начать надо с того элемента, который меняет валентность - хрома Сr207->2СrЗ+. Уравниваем число атомов кислорода. Они превращаются в молекулу воды. В левую часть добавляем Н+ (т.к. среда кислая). Cr2O7 2- +14Н+ = 2Cr 3+ + 7Н2O. После достижения материального баланса, т.е. уравнивания числа всех атомов в обеих сторонах записи полуреакции, выясняем число переходящих электронов, уравнивая заряд. Cr2O7 2- +14Н+ +6e = 2Cr 3+ + 7Н2O. Уравниваем весь ОВР – складываем полуреакции, предварительно умножив их на такие коэффициенты, чтобы электроны сократились. (с хлором на 3) Cr2O7 2- +14Н+ +6Сl- = 2Cr 3+ + 7Н2O +3Cl2 – полное ионное уравнение. Чтобы перейти к молекулярному, прибавляем ионы, используемые в реакции. K2Cr2O7 +14НCl- = 2Cr Cl3+ + 7Н2O +3Cl2 +2KCl. Cr2O7 2- +14Н+ = 2Cr 3+ + 7Н2O. Правила уравнивания чисел атомов кислорода и водорода при составлении полуреакций: 1. в кислой среде уравнивается за счёт ионов Н+ и молекул воды, 2. в щелочной – ионов ОН- и молекул воды, 3) в нейтральной – в левой ионов быть не должно, но среди продуктов реакции могут. Уравнения полуреакций не отражают действительного механизма процессов.

39. Электродный потенциал. Стандартный электронный потенциал. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов. Уравнение Нернста.

Можно создать условия, чтобы процессы окисления и восстановления были разделены в пространстве, а переход электронов будет происходить по проводнику. Например, при опускании цинковой или медной пластинки в воду. Свободный металл содержит ионы и связывающий их электронный «газ». Концентрация ионов в воде равна 0, поэтому при контакте с водой некоторое количество металла должно перейти в воду. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов – раствор заряжается положительно, металл отрицательно. Разность потенциалов затрудняет перенос нового количества ионов металла. Устанавливается равновесие. Условие равновесия: E=ΔGстанд. иона\nF = RTlnCиона\nF. Е – установившаяся при равновесии разность потенциалов между металлом и раствором, n – заряд иона металла, R – газовая постоянная, Т – температура, F – физическая постоянная (число Фарадея – заряд моля электронов – 96484 кл\моли). 1 в формуле величина – стандартная энергия Гиббса образования гидратированного иона металла. Формула справедлива и тогда, когда металл находится в равновесии не с водой, а с раствором, содержащим его ионы с произвольной концентрацией С ионов. Вводя обозначение Е (с ноликом сверху)= ΔGстанд. иона\nF получается уравнение Нернста, описывающее равновесие раствор-металл. E = E (с ноликом) + RTlnCиона\nF. Е с ноликом – потенциал металла, находящегося в равновесии с 1 М раствором своего иона – стандартный электронный или редокс-потенциал. Для практических расчётов пользуются коэффициентом RТ\F, вычисленным при стандартной температуре (298,15 К), а также переходят от натуральных логарифмов к десятичным. Ф-ла Нернста примет вид: E = E (с ноликом) + 0,059lgCиона\n. Измерить значение Е невозможно, поскольку для каждого измерения в раствор необходимо ввести другой электрод, при контакте которого с раствором возникает свой потенциал, так что удаётся измерить лишь их разность. За начало отсчёта Э.П. принимают потенциал водородного электрода. Его потенциал возникает за счёт реакции 1\2Н2 (г) –е= Н+. Оба участника Pt и H – в стандартном состоянии, рН=0 раствора. Потенциал водородного электрода по определению принимается равным 0. Если стандартный потенциал металла отрицателен, то при контакте сделанного из него электрода с водородным электроны переходят от металлического электрода к водородному, металл растворяется и выделяется водород. В противном случае водород переходит в раствор в виде ионов Н+, а металл выделяется в свободном виде. Чтобы растворы остались нейтральными, из 1 раствора в другой перемещается соответствующее количество анионов. Последовательности металлов и неметаллов представляют собой ряды активности, точнее, ряды напряжений. В каждом из них окисленная форма (катион металла) стоящего дальше реагирует с восстановленной формой (металлом), т.е. представляет собой более сильный окислитель. Чем сильней окислитель, тем больше значение Е станд. Ему соответствует.