81. Метод электронного баланса и метод полуреакций при расстановке коэффициентов в уравнениях ов реакций. Важнейшие окислители и восстановители.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ОКСИДИМЕТРИИ:

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Для составления уравнений ОВ реакций используют два метода: 1) метод электронного баланса; 2) электронно-ионный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса рекомендуется использовать для реакций, протекающих в газовой или твердой фазах. Электронно-ионный метод применяется для составления уравнений ОВ реакций, протекающих в водных растворах. Этот метод основан на составлении двух полуреакций: для окисления восстановителя и восстановления окислителя, а затем суммирование их в общее ионное уравнение. При использовании этого метода степени окисления атомов элементов в составе реагирующих веществ не определяют, а в полуреакциях записывают ионы или молекулы сопряженных окисленной и восстановленной форм в том виде, как они существуют в растворе в условиях проведения реакций. Метод полуреакций учитывает реально существующие ионы в растворе, а слабые электролиты, газы, малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде. Метод полуреакций учитывает роль среды. Если реакция протекает в кислой среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы H₂O и ионы водорода Н⁺. На каждый недостающий атом кислорода в одной из частей полуреакции нужно добавить по одной молекуле воды, тогда во вторую часть полуреакции пойдет удвоенное число ионов водорода. Если реакция протекает в щелочной среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы воды и ионы ОНˉ. На каждый недостающий в одной из частей полуреакции атом кислорода нужно добавить по два иона ОНˉ, тогда во второй части реакции пойдет уменьшенное в два раза число молекул воды. Таким образом, при составлении уравнений ОВ реакций методом полуреакций следует придерживаться такого порядка: 1) составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов и молекул; 2) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; 3) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой и правой частям полуреакций необходимое число электронов; 4) подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении; 5) сложить уравнения полуреакций и написать сокращенное ионное уравнение; 6) расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

82. Устройство и принцип действия гальванических элементов. Ов, диффузные и мембранные потенциалы. Уравнение Нернста. Классификация электродов.

Если ОВР протекает в водном растворе, то характеристикой каждой сопряженной пары явля-ется ее окислительно-восстановительный потен-циал(ОВП), φ_ок/вос,В. В справочниках приводятся стандартные ОВП (φ⁰_ок/вос). Стандартные ОВП изменяются в диапазоне от – 3 до + 3 В. φ⁰ (Li⁺ / Li) = – 3,045 В. φ⁰ (F₂ / 2F‾) = + 2,87 В. Чем меньше ОВП, тем сильнее восстанови-тель и слабее соп-ряженный с ним окис-литель.

Li – самый сильный восстановитель. Чем больше ОВП, тем сильнее окислитель и слабее сопряженный с ним восстановитель. F₂ – самый сильный окислитель

Сила окислителей и восстановителей зависит от: их природы, концентрации, температуры, иногда от рН.

где n – число отданных или принятых элект-ронов, F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль

Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство для прев-ращения химической энергии в электри-ческую.

ГЭ состоит из двух электродов (полуэлемен-тов). Простейший полу-элемент состоит из метал-лической пластинки, опущенной в раствор своей соли.Более активный ме-талл называется ано-дом. На его поверхнос-ти протекает процесс окисления. При работе ГЭ анод заряжается отрицательно. На менее активном металле, называемом катодом, протекает процесс восстановле-ния. При работе ГЭ катод заряжается поло-жительно.

Медный и цинковый электроды соединены металлическим провод-ником, образующим внешнюю цепь галь-ванического элемента. Растворы солей CuSO₄ и ZnSO₄ соединены между собой солевым мостиком, образу-ющим внутреннюю цепь гальванического элемента. Солевой мостик (электроли-тический ключ) –это стеклянная трубка, заполненная раствором электролита. Цинковый электрод является анодом; на нем протекает процесс окисления: Zn – 2e↔ Zn²⁺ .Электроны , отданные цинком, поступают во внешнюю цепь и мигрируют к меди. Катионы Zn²⁺ переходят в раствор, вследствие чего раствор приобретает положительный заряд, а электрод – отрицательный. Медный электрод является катодом; на нем протекает процесс восстановления : Cu ²⁺ + 2e ↔ Cu. Катионы Cu²⁺ принимают элект-роны, поступающие из внешней цепи, и восстанавливаясь, осаж-даются на медном электроде. В результате раствор приобретает отрицательный заряд, а электрод – положительный. Схема медно-цинкового гальванического элемента

(-)Zn / Zn²⁺ // Cu²⁺/ Cu (+). / обозначает поверхность раздела металл/раствор, а также ОВ потенциал (электродный потенциал), возникающий на поверхности электрода из-за того, что металл и раствор имеют разноименные заряды. // обозначают границу раздела двух раство-ров, а так же диф-фузионный потенциал, возникающий из-за их разноименных зарядов. Суммируя уравнения ОВ полу-реакций, получаем уравнение суммарной токообразующей реак-ции:

Кроме ОВ и диффузионных потенциалов существуют мембран-ные потенциалы, возникновение которых обусловлено неравномер-ным распределением заряженных частиц (например, ионов) по обе стороны мембраны. Именно такое распределение ионов характерно для клеток человека.

Измерение био-потенциалов ле-жит в основе электрокардиогра-фии (ЭКГ) и электроэнцефало-графии, представ-ляющих большую ценность для диагностики.

Химические ГЭ состоят из различных электродов. Концентрационные элементы состоят из одинаковых электродов и отличаются только концентрацией электролитов: (–)Zn/ZnSO₄aq//ZnSO₄aq/Zn(+)

В топливных элементах энергия, выделяющаяся при горении топлива, превращается в электри-ческую энергию: С₃Н₈ + 5 О₂ → 3 СО₂ + 4 Н₂О. Одной из актуальных задач современного общества является поиск альтернативных источников энергии. Наиболее перспективным в этом плане считается водород, многие ученые называют его «топливом XXI века». Областями их использо-вания является автомо-бильный транспорт (до 70% потенциального рын-ка), а также системы автономного энергоснаб-жения

Открытие ГЭ принадлежит анатому из Болоньи Л. Гальвани (конец XVIII в.)

Получение электричества с помощью химических реакций известно в 1800 года, когда А.Вольта описал свой ГЭ.