Эти реакции широко распространены в природе. Реакции горения, коррозия металлов, дыхание. В основе ОВР лежат реакции с переносом заряда. Переносчики зарядов – электроны.
ОВР – это реакции, в которых электроны переходят от одних частиц или атомов к другим частицам или атомам.
Классификация ОВР:
1.Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
2.Внутримолекулярные – в одном и том же веществе атомы одного элемента являются окислителями, а атомы другого – восстановителями.NH4NO2 ->N2 + 2H2O
3.Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
4.Самокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – в одном и том же веществе часть атомов одного и того же элемента выступает в роли окислителя, а другая часть – в роли восстановителя. 2NO2 + H2O ->HNO3 + HNO2
Степень окисления элемента – число, показывающие величину и знак заряда, который образовался бы на атоме данного элемента при допущении, что все ковалентные полярные связи в молекуле являются чисто ионными.
!Сумма всех степеней окисления в молекуле равна 0!
1.Степень окисления Н всегда +1 (Искл.Гидриды Ме - Na+1H-1)
2. Степень окисления О всегда -2 (Искл. H2O2, Na2O2)
3.Степень окисления Ме в соединениях всегда с +; численно равна валентности.
4.Степень окисления простых веществ равна нулю.
Составление уравнений ОВР.
1).Метод электронного баланса.
Число отданных электронов равно числу принятых. Процессы окисления и восстановления друг с другом неразрывно связаны.
1.Составить схему реакции, т.е. записать формулы исходных веществ и продуктов реакции.
2.Отметить элементы, атомы которых изменяют степень окисления в результате реакции. Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель.
3.Составить электронные уравнения полуреакций для элементов, которые изменили свою степень окисления. Если вещество, участвующее в окислительно-восстановительном процессе, представлено двумя атомами, то в уравнении надо брать сразу два атома.
4.Составить схему электронного баланса таким образом, чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принимаемых окислителем. Для этого следует подобрать основные коэффициенты и записать их в левой или правой части электронного уравнения.
5.Основные коэффициенты реакции перенести в молекулярное уравнение и поставить при окислителе и восстановителе, а также продуктах их превращения.
6.Расставить коэффициенты при атомах остальных элементов на основании закона сохранения массы.
7.Проверить число атомов кислорода до и после реакции.
2). Метод полуреакций.
1.Составить схему реакции, определив е продукты.
2.Найти среди исходных веществ те, которые содержат ион-окислитель и ион-восстановитель.
3.Составить полуреакции окисления и восстановления, уравняв число атомов в правой и левой частях:
а). если в исходных веществах О больше, чем в конечных, то атомы О связываются по схемам:
в кислой среде: О + 2Н+ ->H2O
в нейтральной или щелочной среде: О + H2O-> 2ОН-
б). если в исходных веществах О меньше, чем в конечных, то атомы О связываются по схемам:
в кислой или нейтральной среде: H2O->О + 2Н+
в щелочной среде: 2ОН-->О + H2O
4.В электронно-ионных уравнениях подобрать основные коэффициенты реакции так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принимаемых окислителем (принцип электронейтралььности).
5.Сложить электронно-ионные уравнения с учётом найденных основных коэффициентов, получить ионное уравнение данной ОВР.
6.На основе ионного уравнения переносом коэффициентов составить молекулярное уравнения ОВР.
Электрохимические процессы – это химические реакции, которые сопровождаются появлением электрического тока или вызваны электрическим током.
Эти реакции окислительно-восстановительные!
Если процессы окисления и восстановления разделить таким образом и создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по проводнику, то в такой системе возникает электрический ток и происходит превращение хим. энергии в электрическую.
Устройства, в которых происходят такие превращения называются гальваническими элементами.
-процессы должны быть пространственно разделены;
-должна быть разность потенциалов;
-в растворе должны быть ионы, способные к восстановлению;
-в системе должны быть условия для обеспечения внутреннего тока.
Электрод с процессом окисления – Анод.
Электрод с процессом восстановления – Катод.
Гальванический элемент состоит из двух элементов Ме, опущенных в растворы соответствующих солей, между которыми находится полупроницаемая перегородка.
Электродный потенциал металла.
Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава металла, так и от концентрации его в растворе, а также от температуры.
Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. Однако, реакции могут действовать и при нестандартных условиях. При данном стандартном потенциале, потенциал при нестандартных эффективных концентрациях может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:
ϕ = ϕ0 + RT/nFxln(Mn+)
ϕ = ϕ0 + 0,059/nxlg( Mn+), где ϕ - электродный потенциал,
ϕ0 - стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
T— абсолютная температура;
F— число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;
n — число мольэлектронов, участвующих в процессе;
Уравнение Нернста описывает зависимость потенциала от различных факторов.
Величина потенциала характеризует восстановительную способность Ме и окислительную способность иона.
Чем меньше ϕ, тем восстановительная способность Ме больше, а окислительная способность его иона меньше!
Электролиз – это совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.При пропускании электрического тока через водные раствор или расплав электролита катионы движутся к катоду, а анионы – к аноду. На катоде происходит процесс восстановления ионов, на аноде – процесс окисления. В результате осуществляется окислительно-восстановительная химическая реакция.
Процессы электролиза в расплавах и растворах имеют существенные различия. В расплавах в ОВР на электродах принимают участие только ионы самого электролита (т.к. других ионов нет). В водных растворах в реакциях на катоде и аноде, кроме ионов электролита могут принимать участие и молекулы воды.
Различают электролиз с инертными электродами (графитовые, угольные, платиновые) и активным (растворимым) анодом.
Электролиз растворов солей:
1.Катодные правила:
а). если Ме в ряду напряжения Ме находится правее Н2, то на Катоде(-) происходит восстановление катиона Ме до свободного состояния.
б).если Ме в ряду напряжения находится левее Al включительно, то на К. происходит восстановление молекулы воды с выделением водорода и гидрокси-группы: (рН>7)
K(-) 2H2O + 2e-> Н2+ 2OH-
в).Если Ме в ряду напряжения находится между Al и Н2, то сравниваются стандартные электродные потенциалы Ме с СЭП водорода, который в кислой среде равен 0 В, а при нейтральной среде – -0,41 В.
-если СЭП Ме меньше СЭП водорода, то на К. происходит восстановление Н2до свободного состояния. K(-) 2Н+ + 2е ->Н2
-Если СЭП Ме больше СЭП водорода, то на К. происходит восстановление катиона Ме о свободного состояния.K(-)Ме+ +е ->Ме0
2.Анодные правила.
а). Если сольбескислородсодержащая, то на А. происходит окисление аниона до свободного состояния.
б).Если соль кислородсодержащая, то на на А. происходит окисление молекулы воды с выделением кислорода O2и катиона Н+ : А(+) 2H2O - 4e->O2+ 4Н+
Электролиз расплавов солей.
1.Катодные правила:
Вне зависимости от расположения Ме в электрохимическом ряду напряжения на К. происходит восстановление катиона Ме до свободного состояния. K(-)Ме+ +е ->Ме0
2.Анодные правила:
а). Если соль без кислорода, то на А. будет окисляться анион до свободного состояния.
б). Если соль с кислородом, то на А. происходит окисление аниона до соответствующего оксида с выделением O2.
