- •Окислительно-восстановительные процессы
- •Введение
- •1 Теоретическая часть
- •Классификация химических реакций
- •Определение степени окисления элементов в соединениях
- •1.3 Окислительно-восстановительные свойства элементов
- •1.4 Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях
- •1.5 Зависимость реакций окисления-восстановления от среды
- •1.6 Направление протекания окислительно-
- •1.7 Гальванический элемент Даниеля-Якоби
- •1.8 Стандартный водородный электрод. Стандартные
- •1.9 Уравнение Нернста
- •1.10 Электролиз
- •1.10.1 Законы электролиза (м. Фарадей)
- •1.11 Коррозия металлов
- •1.11.1 Электрохимическая коррозия
- •2 Экспериментальная часть
- •3 Техника безопасности
- •4 Контрольные вопросы для допуска к лабораторной работе
- •5 Карточки для защиты лабораторной работы
- •5.2 Основные понятия и определения
- •5.3 Подготовка к лабораторному занятию
- •Приложение а Стандартные потенциалы металлических и газовых электродов
- •Приложение б Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар
- •Окислително- восстановительный потенциал – потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции.
- •Реакции диспропорционирования – реакции самоокисления и самовосстановления:
- •Сферолиты – игольчатые образования, радиально расходящиеся из одного центра.
- •Электрон-донорно-акцепторные реакции – окислительно-восстановительные реакции.
- •Приложение г Тесты по теме "Окислительно-восстановительные процессы"
- •Литература
- •Приложение г Тесты по теме "Окислительно- восстановительные процессы",,…………………………………...52
1.5 Зависимость реакций окисления-восстановления от среды
Окислительная (восстановительная) способность данного окислителя (восстановителя) часто существенно зависит от условий проведения реакции, в частности, от кислотности среды. Так, бромат-ион легко окисляет бромид-ион:
BrO3– + 5Br– + 6H+ = 3Br2 + 3H2O,
если кислотность достаточно высока, но окисление не происходит в слабокислотной и тем более в нейтральной или щелочной среде.
Влияние рН среды особенно наглядно видно на примере окислительных свойств перманганат-иона.
Кислая среда
MnO4- + 8H+ + 5e ® Mn2+ + 4H2O бесцветный или слабо розовый
MnO4- + 2H+ + 3e ® MnO2 + 2H2O бурый раствор или осадок
Нейтральная среда
MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- бурый раствор или осадок
Щелочная среда
MnO4- + e ® MnO42- зеленый раствор
Перманганат ион MnO42- неустойчив и легко диспропорционирует:
3MnO42- + 2H2O + 2e ® 2MnO4- + MnO2 + 4OH- .
Для соединений хрома (VI) среда мало влияет на степень окисления продуктов, но вследствие амфотерности гидроксида хрома (III) оказывает влияние на их состав. В кислой среде:
Cr2O72- + 6e + 14H+ ® 2Cr3+ + 7H2O .
В щелочной среде:
CrO42- + 3e + 4H2O- ® Cr(OH)4- + 4OH- .
Изменение pH среды может развернуть реакцию. Так вышеприведенная реакция диспропорционирования хлора в щелочной среде идет в обратном направлении при подкислении раствора:
HCl + HClO3 ® Cl2 + H2O .
1.6 Направление протекания окислительно-
восстановительных процессов
Предсказать направление окислительно-восстановительных реакций дает возможность второй закон термодинамики.
Условием протекания окислительно-восстановительной реакции в прямом направлении, как и любой другой является изменение энергии Гиббса DG<0. Например, возможно протекание реакции в прямом направлении:
Mg + H2O(ж) ® MgO + H2 , DG= - 94,5 кдж/моль
и невозможно для реакции:
Pd + H2O(ж) ® PbO + H2 , DG= 126,5 кдж/моль
Считать изменение энергии Гиббса DG для окислительно-восстановительных реакций дело трудоемкое.
С другой стороны, DG, как известно, определяет работу химической реакции, в данном случае работу по переносу электронов.
Процессы непосредственного превращения химической энергии в электрическую и обратно называются электрохимическими процессами. Их можно разделить на две группы:
1) процессы превращения химической энергии в электрическую (работа гальванических и топливных элементов, разрядка аккумулятора, выработка электричества животными);
2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз, электрическая коррозия, зарядка аккумулятора и др.).
В окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от одних молекул, атомов или ионов к другим. При этом энергия у ряда химических реакций может превращаться в теплоту.
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником. Ионным проводником (проводником второго рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником.
Рассмотрим металл в растворе его соли. Возможны два процесса –
а) металл растворяется, переходит в раствор, образуя положительные ионы:
Мтв ↔ М2+aq + 2e,
при этом электроны останутся на пластине, заряжая ее отрицательно. На границе металл–раствор возникает двойной электрический слой. Между пластиной и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода. При некотором значении потенциала скорость прямого процесса будет равна скорости обратного процесса, и потенциал в таких условиях называется равновесным электродным;
б) если в качестве металла взять медь, она будет забирать электроны с пластины и заряжать ее положительно:
М2+aq+2e®Mтв.
Возникает также разность потенциалов между электролитом и пластиной, которая зависит от природы металла и от концентрации ионов.
Если две таких пластины соединить, пойдет ток, между пластинами возникает разность потенциалов. Работа такого гальванического элемента определяется разностью потенциалов:
G = -z ∙ F ∙ Е, (1.1)
где G - изменение энергии Гиббса или изобарно-изотермического потенциала, Дж/моль;
n – наименьшее общее кратное числа отдаваемых и принимаемых в реакции электронов;
F=96487 кулонов - количество электричества, необходимое для растворения или восстановления одного химического эквивалента металла или другого вещества;
Е - разность потенциалов полуреакций восстановления или электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента, В;
R=8,314 ,Дж/моль ∙ К -универсальная газовая постоянная;
Т - температура по шкале Кельвина.