Окислительно-восстановительным равновесием называют равновесие с изменением степеней окисления реагирующих компонентов реакции.
Степень окисления – формальный заряд, который приобретает атом в химическом соединении при условии, что все химические связи стали ионными.
Окисление – повышение степени окисления химического элемента в процессе отдачи электронов восстановителем.
Восстановление – понижение степени окисления химического элемента в процессе присоединения электронов окислителем.
Данные процессы неосуществимы один без другого.Окислительно-восстановительное равновесие в общем виде можно разбить на две полурекции: 1.Полуреакция «Окисление» показывает, что восстановленная форма Red1, отдавая электроны, переходит в окисленную форму Ox1 этого же вещества.Эти две формы образуют первую редокс-пару Ox1/Red1. 2.Полуреакция «Восстановление» показывает, что окисленная форма Ox2 другого вещества, принимая электроны, переходит в восстановленную форму Red2 того же вещества.Эти две формы образуют вторую редокс-пару Ox2/Red2.
Редокс-пара – это система из окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой:
окисленная форма (окислитель) является акцептором электронов и восстанавливается, принимая электроны,
восстановлена форма (восстановитель) выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны.
Ох + zе– = Red Red – zе– = Ох
Fe3+ + е– = Fe2+ Fe2+ – е– = Fe3+В любой ОВР участвуют минимум две редокс-пары.
Вещества: окислительные, редокс-амфотерные, восстановительные.Типичные окислители: 1. Неметаллы в свободном состоянии: O2, O3, Cl2, Br2 и др.O2 + 4e– = 2O2–
2. Водород в степени окисления +1 выступает в качестве окислителя при взаимодействии кислот с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода: 2Н+ + 2e– = Н23. Ионы металлов в высшей степени окисления: Sn4+, Fe3+, Cu2+ и др.
Sn4+ + 2e– = Sn2+4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3, HClO и др.HClO + 2e– = Cl– + OH–
Типичные восстановители1. Металлы в свободном состоянии: щелочные металлы, щелочно-земельные металлы, Zn, Al, Fe и др.
Me0 – ne– = Men+ 2. Некоторые неметаллы в свободном состоянии: Н2, С, P и др. Н20 – 2e– = 2Н+ 3. Неметаллы в низшей степени окисления: HCl, HBr, H2S, NH3 и др.: Cl– – 2e– = Cl20 4. Металлы в низшей степени окисления: Sn2+, Fe2+, Cu+ и др. Sn2+ – 2e– = Sn4+5. Органические соединения: СH4, С2Н5ОН, C6H12O6 и др.СН40 – 12e– = 2СО2
Редокс-амфотерные соединения:
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛ-ТЫ. Гальванические элементы или химические источники электрической энергии это устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую.
Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.
На поверхности цинка атомы, соприкасаясь с раствором, превращаются в ионы, гидратируются и переходят в раствор. В результате возникает двойной электрический слой, устанавливается равновесие и возникает электродный потенциал цинка.
.
На медном электроде протекает аналогичный процесс, приводящий к возникновению электродного потенциала медного электрода.
.
Потенциал цинкового электрода отрицательный по сравнению с медным электродом, поэтому при замыкании внешней цепи электроны будут переходить от цинка к меди. В результате этого равновесие на цинковом электроде сместится вправо и в раствор перейдет дополнительное число ионов цинка. На медном электроде равновесие сместится влево и произойдет разряд ионов меди. Эти процессы будут продолжаться до тех пор, пока не растворится весь цинк или не высадится на медном электроде вся медь.
Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:
Окисление цинка
Этот процесс окисления называют анодным, а электрод – анодом.
Восстановление ионов меди
Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.
Движение электронов во внешней цепи. Движение ионов в растворе: анионов к аноду, катионов к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.
Суммируя электродные реакции, получим:
Это, так называемая, токообразующая реакция.
При схематическом отображении гальванического элемента границу раздела между проводником первого рода (металлом) и проводником второго рода (электролит) обозначают одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками второго рода – двумя чертами: или
Гальванический элемент, составленный из одинаковых металлов, контактирующих с растворами солей этих же металлов различной концентрации (активности), называетсяконцентрационным.
Схематически концентрационный элемент можно описать следующим образом
Электрический ток возникает при замыкании внешней цепи в процессе переноса вещества от анода к катоду и выравнивании концентраций. Оба электрода при работе не испытывают изменения.
Электролитическая ячейка — электрохимическое устройство, служащее для проведения электрохимических реакций и представляющее собой сосуд с электролитом, в который погружены два электрода.
УстройствоОсновными компонентами электролитической ячейки являются электролит и два электрода — катод и анод. При проведении электрохимических работ конструкцию дополняет электрод сравнения, также в составе прибора могут входить и другие вспомогательные электроды, например, индикаторный электрод.
Применение Электролитические ячейки используются в составе промышленных электролизёров или в качестве самостоятельных приборов для лабораторного изучения электродных процессов, получения или очистке веществ при помощи электролиза. Приборы также могут применяться для физического моделирования.
