- •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
1.9 Уравнение Нернста
В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих трех параметров:
от природы веществ-участников электродного процесса;
от концентраций (активностей) этих веществ (или ионов);
от температуры системы.
И эта зависимость выражается уравнением Нернста (1.5).
Критерий возможности самопроизвольного протекания электрохимической (окислительно-восстановительной) реакции – отрицательная величина G реакции. В общем случае для реакции
aA + bB ↔ cC + dD
G = G0 + RT ln([C]c[D]d/[A]a[B]b) . (1.3)
В положении равновесия G = 0 и
G0 = -RTlnKр . (1.4)
Тогда
E = - G/nF = (RT/nF)[lnKр - ln([C]c[D]d/[A]a[B]b)],
E =E0 - (RT/nF) ln([C]c[D]d/[A]a[B]b) , (1.5)
где n- число электронов, принимающих участие в полуреакции;
Kр = [C]cравн[D]dравн/[A]aравн[B]bравн - константа равновесия.
Для обычной при электрохимических измерениях стандартной температуры (25 °С = 298 К) при подстановке значений постоянных величин (R=8,31 Дж/(моль ∙ К), F=96500 Кл/грамм-эквивалент) уравнение (1.5) принимает вид:
Е = Е°298 + 0,059 / z *lg(C Oic. / С восст.). (1.6)
Если в качестве электрода используют металл, погруженный в раствор его соли, то рассматриваемая формула примет вид:
Е = Е0298 + 0,059 / z * lg С ок , (1.7)
так как концентрация твердой фазы (металла) принимается равной 1.
ЭДС гальванического элемента определяется как разность потенциалов восстановления электродов, причем от большего потенциала отнимают меньший:
ЭДС = Е1 (катода) - Е2 (анода). (1.8)
В уравнении Нернста, строго говоря, нужно вместо концентраций пользоваться активностями ионов.
Если разность стандартных восстановительных потенциалов невелика (не более 0,3 В), направление окислительно-восстановительной реакции можно изменить, изменяя концентрации веществ и температуру.
Гальванический элемент, составленный из двух одинаковой природы электродов, которые различаются только концентрацией одноименных ионов металла в растворах, называется концентрационным.
Например, схема такого элемента, составленная из двух медных электродов, которые опущены в два раствора сульфата меди с различной молярной концентрацией имеет вид:
Сu CuSO4(10-6 М) | КСl | CuSO4(lM) | Сu.
ЭДС концентрационного элемента можно определить по формуле
ЭДС конц. гальв. эл. = 0,059 / z ∙ lg(Clок. / С2ок.). (1.9)
1.10 Электролиз
Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который протекает на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов.
Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду. Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды.
Для перевода различных ионов в нейтральные атомы или группы атомов требуется различное напряжение электрического тока. Одни ионы легче теряют свои заряды, другие труднее. Степень легкости, с которой разряжаются (присоединяют электроны) ионы металлов, определяется положением металлов в ряду напряжений. Чем левее стоит металл в ряду напряжений, чем больше его отрицательный потенциал (или меньше положительный потенциал), тем труднее при прочих равных условиях разряжаются его ионы (легче всего разряжаются ионы Аu3+, Ag+; труднее всего Li+, Rb+, K+).
Если в растворе одновременно находятся ионы нескольких металлов, то в первую очередь разряжаются ионы того металла, у которого отрицательный потенциал меньше (или положительный – больше). Например, из раствора, содержащего ионы Zn2+ и Cu2+, на медной пластине выделяется металлическая медь. Но величина потенциала металла зависит также и от концентрации его ионов в растворе; точно также изменяется и легкость разряда ионов каждого металла в зависимости от их концентрации: увеличение концентрации облегчает разряд ионов, уменьшение – затрудняет. Поэтому при электролизе раствора, содержащего ионы нескольких металлов, может случиться, что выделение более активного металла будет происходить раньше, чем выделение менее активного (если концентрация ионов первого металла значительна, а второго – очень мала).
В водных растворах солей, кроме ионов соли, всегда имеются еще и ионы воды (Н+ и ОН-). Из них ионы водорода будут разряжаться легче, чем ионы всех металлов, предшествующих водороду в ряду напряжений. Однако ввиду ничтожной концентрации водородных ионов при электролизе всех солей, кроме солей наиболее активных металлов, у катода происходит выделение металла, а не водорода. Только при электролизе солей натрия, кальция и других металлов до алюминия включительно разряжаются ионы водорода и выделяется водород.
У анода могут разряжаться или ионы кислотных остатков, или гидроксильные ионы воды. Если ионы кислотных остатков не содержат кислорода (Cl-, S2-, CN- и др.), то обычно разряжаются именно эти ионы, а не гидроксильные, которые теряют свой заряд значительно труднее, и у анода выделяются Cl2, S и т.д. Наоборот, если электролизу подвергается соль кислородсодержащей кислоты или сама кислота, то разряжаются гидроксильные ионы, а не ионы кислородных остатков. Образующиеся при разряде гидроксильных ионов нейтральные группы ОН тотчас же разлагаются по уравнению:
4OH 2H2O + O2 .
В результате у анода выделяется кислород.
Таблица 3 – Электролиз
MАn M+ + An- HOH |
|
|
|
-К
|
|
+А |
|
H2O |
2H2O + 2e = H2 + 2OH- |
(M ≤ Al) |
M |
M+ + e = M0 |
(Al ≤ M) |
Анод |
M0 – e = M+ |
Растворимый |
Анод |
Графит, платина |
Инертный |
An- |
An- – e = An0 |
(Cl-, Br-, I-, S2) |
HO- |
2H2O – 4e = O2 + 2H2 |
|
В растворе или расплаве электролита происходит его диссоциация на ионы. При включении электрического тока ионы приобретают направленное движение и на поверхности электродов могут происходить окислительно-восстановительные процессы. На катоде возможно восстановление молекул воды и/или катионов металла. Если металл более активен, чем алюминий (и сам алюминий), то единственной реакцией на катоде будет восстановление воды. Если металл по активности находится между алюминием и водородом, то на катоде будут протекать обе конкурирующие реакции – и восстановление воды, и восстановление металла, в результате чего уменьшается выход реакции по току. Если металл расположен правее водорода, то должна протекать единственная реакция – восстановление катиона металла. В школьном курсе химии анализ чаще всего производят путём определения положение металла – левее алюминия и правее алюминия* - и составления уравнения только одной реакции (восстановления металла или воды).
При анализе процессов, происходящих на аноде, в первую очередь обращают внимание на материал, из которого изготовлен анод.
Если анод металлический (кроме платины и осмия), то происходит растворение анода по реакции (3).
* Строго говоря, выбор реакции на катоде определяется соотношением величины стандартного электродного потенциала металла и потенциалов разложения воды (-1,4 В) и перенапряжения выделения водорода (-0,41 В). При электролизе растворов соединений металлов, у которых Е<-1,4 В, происходит только разложение воды. В области -1,4 В<Е<-0,41 В конкурируют реакции разложения воды и восстановления металла. Для металлов с Е >-0,41 В происходит восстановление металла.
Если анод инертный (графитовый, платиновый, иногда - оксидный), то окисляются анионы бескислородной кислоты.