25. Окислители и восстановители

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в, реализующихся путём перераспределения е между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. В процессе ОВР восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая ОВР представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении в-ва в рез-те отдачи электронов увеличив. его степень окисления. Атомы окисляемого в-ва назыв. донорами, а атомы окислителя — акцепторами. В некот.случаях при окислении м-ла исходн. в-ва может стать нестабильной и распасться на более стабильн.и более мелк.составные части.При этом некот. из атомов получившихся м-л имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходн. м-ле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительн. св-ва, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом в-ва, при этом его степень окисления понижается.При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит пониж.степени окисления эл-та. Прим.: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи Н, углерода, др. в-в; восстановление органич. к-т в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные св-ва, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Существует три типа ОВР:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные в-ва);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же в-во);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Окисление, восстановление

В ОВР электроны от одних атомов, м-л или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоед. электроны явл.окислителями, а кот. отдают электроны — восстановителями.

Вопрос 27

Электролиз-физ.-хим. процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворенных в-в, являющихся рез-том вторичн. реакций на электродах, кот. возникает при прохождении эл.тока через р-р либо расплав электролита .Упорядочен.движение ионов в проводящих жидкостях происх.в эл. поле, которое создается электродами-проводниками, соединенными с полосами источника электр. энергии. Анодом при электролизе назыв. положит. электрод, катодом – отрицат.. Положит. ионы - катионы(ионы металлов, водородн. ионы, ионы аммония и тп.)-движутся к катоду. Отрицат. - анионы(ионы кислотн. остатков и гидроксильной группы)-движутся к аноду. Явление электролиза широко примен. в современ. промышленности. Электролиз явл. одним из способов промышлен.получения алюминия, водорода, а так же гидроксида натрия, хлора, хлорорганич. соединений. Большое кол-во металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза. Электролиз находит применение в очистке сточных вод.

Первый закон Фарадея. В 1832 году Фарадей установил, что масса М в-ва, выделившегося на электроде, прямо пропорц. электрич. заряду Q, прошедшему через электролит:

M=k*Q=k*I*t, если через электролит пропускается в течении времени t пост. ток с силой тока I. Коэф-т пропорциональности называется электрохим. эквивалентом в-ва. Он численно равен массе в-ва, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрич.заряда, и зависит от хим.природы в-ва.

Второй закон Фарадея: Электрохим. эквиваленты различных в-в относятся, как их хим. эквиваленты. Хим. эквивалентом иона назыв.отношение молярной массы А иона к его валентности Z.Поэтому, электрохим. эквивалент .

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

где — M молярн. масса данного в-ва, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в рез-те электролиза, г/моль; I — сила тока, пропущенного через в-во или смесь в-в (р-р, расплав), А; — время, в течение кот.проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль−1;— число участвующих в процессе электронов, кот. при достаточно больших значениях силы тока равно абсол. величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; напр., при электролизе р-ра соли меди(II) может образовываться не только свободн. медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

-Расплавы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2Na+ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO4²⁻ −4e =2SO3+O2

Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH⁻ −4e =2H2O + O2

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2

2) Менее активные металлы

3) Неактивные металлы

-Растворы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl2 ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO4 ↔ Zn²⁺+SO4²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Zn + 2H2SO4 + O2

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы