1. Оценить окислительно-восстановительные свойства веществ.

Из нескольких веществ более сильными восстановительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более низким значением потенциала. И наоборот: более сильными окислительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более высоким значением потенциала.

2. Предсказать принципиальную возможность осуществления ре­акции в указанном направлении.

Протекание окислительно-восстановительной реакции в дан­ном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал полуреакции с участием используемого окислителя будет больше потенциала полуреакции с участием используемого восстановителя.

3. Определить направление протекания реакции.

Любая ОВР всегда протекает в том направлении, в котором осуществляется полуреакциия с более высоким значением потенциала. Этому направлению соответствует положительное значение ЭДС реакции. Однако необходимо помнить, что в данном направлении реакция протекает практически необратимо при ЭДС, большей либо равной 0,4 В. Если же разность потенциалов оказывается меньше 0,4 В, то ОВР протекает обратимо и направление реакции определяется условиями ее проведения.

4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возмож­ных.

Из всех возможных ОВР наиболее вероятной будет та реакция, которой соответствует максимальное значение (ЭДС).

5. Рассчитать значение константы химического равновесия данной реакции.

Величина константы равновесия ОВР связана с значением её ЭДС уравнением:

В этом уравнении n – наименьшее кратное чисел электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.

6. Оценить влияние различных факторов на направление протекания окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительная реакция протекает в том на­правлении, в котором осуществляется полуреакция с более высоким значением потенциала. Поэтому факторы, влияющие на величину по­тенциала, оказывают влияние и на направление протекания ОВР. К таким факторам относятся:

1) Концентрация потенциалопределяющих ионов;

2) Величина рН раствора;

3) Температура раствора;

4) Величина ПР малорастворимого продукта реакции;

5) Величина константы нестойкости образующегося комплексно­го иона.

3. Окислительно-восстановительные процессы с участием электрического тока. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз с инертными и активными электродами. Схемы процессов на электродах. Получение неорганических веществ и их очистка при помощи электрического тока. Химические источники тока.

1. с. 155–159; 2. с. 285–295;; 4. с. 236; 6. с. 285–287; 11. с. 350–358.

Электролиз – электрохимический окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.

При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию и при этом осуществляется процесс, обратный происходящему в гальваническом элементе.

Обратите внимание, что заряды электродов при электролизе противоположны зарядам электродов в гальваническом элементе. Поэтому:

Катод – отрицательно заряженный электрод, соединённый с отрицательным полюсом источника тока. На его поверхности протекают процессы катодного восстановления. Катод всегда изготавливается из инертных материалов (графит, платина, золото, иридий и др.)

Анод – положительно заряженный электрод. На его поверхности всегда протекают процессы анодного окисления. Анод может быть изготовлен как из инертных материалов («инертный» или «нерастворимый» анод), так и из металлов, способных в ходе электролиза переходить в раствор («активный» или «растворимый» анод).

П

Рис.6.

Схема процесса электролиза расплава хлорида кальция

ри пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита содержащиеся в нём ионы принимают направленное движение: положительно заряженные катионы направляются к отрицательно заряженному катоду, а отрицательно заряженные анионы – к положительно заряженному катоду (рис. 6).

Процессы на катоде.

1. В расплавах электролитов на катоде всегда происходит восстановление катионов металлов по схеме: Меⁿ⁺ + ne^— = Me⁰ .

2. В водных растворах электролитов характер процессов на катоде определяется природой катионов:

а) Катионы H⁺ : 2Н⁺ + 2= Н₂;

б) Катионы [Li⁺ – Al³⁺ ] и катионы NH₄⁺: 2Н₂О + 2 = Н₂ + 2ОН^–;

в) Катионы [Bi³⁺ – Au³⁺]: Меⁿ⁺ + n = Me⁰;

г) Катионы [Mn²⁺ – Pb²⁺]: одновременно восстанавливаются катионы металлов и молекулы воды.

Процессы на инертном аноде.

1. В расплавах электролитов:

а) анионы ОН^– : 4ОН^– – 4 = О₂ + 2Н₂О;

б) галогенид-анионы Гал ^– : 2 Гал ^– – 2 = ;

в) сульфид- и селенид-анионы Э^2– : Э^2– – 2 = Э⁰;

2. В водных растворах электролитов:

а) анионы ОН^–: 4ОН^– – 4 = О₂ + 2Н₂О;

б) анионы Гал ^– кроме F^–: 2 Гал ^– – 2 = ;

в) сульфид- и селенид-анионы Э^2–: Э^2– – 2 = Э⁰;

г) анионы кислородсодержащих неорганических кислот и анионы F^–:

2H₂O – 4 = O₂ + 4H⁺;

д) анионы карбоновых кислот: 2RCOO^– – 2 = R₂ + 2CO₂.

При электролизе с растворимым анодом происходит его окисление по схеме:

Ме⁰ – n = Meⁿ⁺.

Образующиеся при этом катионы переходят в раствор и восстанавливаются на катоде. Таким образом, электролиз с растворимым анодом заключается в переносе металла с анода на катод.

Пример. Составим схемы процессов, протекающих на электродах при электролизе раствора хлорида натрия и общее уравнение процесса:

Пример. Составим схемы процессов, протекающих на электродах при электролизе раствора сульфата меди(II) и общее уравнение процесса:

Пример. Составим схемы процессов, протекающих на электродах при электролизе раствора сульфата калия и общее уравнение процесса.