Окислительно-восстановительные процессы. Лекция 8

1.

ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
ПРОЦЕССЫ

2.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено
понятие степени окисления.
Степень окисления (СО)
- определяется
как условный заряд атома в соединении, вычисленный,
исходя из предположения, что соединение состоит из
ионов.
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в
металле или в простой молекуле равна нулю (Н2, N2, O3)
2. Некоторые элементы имеют постоянную степень окисления:
– элементы I, II-ой групп, главных подгрупп периодической системы
Менделеева, соответственно для I: +1, для II: +2,
–фтор F–1,
– алюминий Al+3,
– цинк Zn+2

3.

– кислород O–2 (Исключение:
О 2 F2 1 , H 21O2 1
– водород H: +1 (Исключение: гидриды Li 1H 1 , Ba 2 H 2 1
ПРАВИЛО: В целом молекула электронейтральна.
Сумма произведений степеней окисления элемента на
количество этого элемента в химическом соединении,
равна нулю для молекулы или заряду иона в
молекулярном ионе
количество катионов (+) = количеству анионов (–)
Задание: рассчитать степень окисления атома азота в
соединениях KNО2 и HNО3.
KNO2
HNO 3
1 ( 1) 1 x 2 ( 2) 0 1 ( 1) 1 x 3 ( 2) 0
x 3
x 5

4.

Окислительно-восстановительные реакции
(ОВР)
-реакции, протекающие с изменением степени окисления
атомов, входящих в состав реагирующих веществ
ОВР – единый процесс, состоящий из двух полуреакций:
Полуреакции окисления
Полуреакции восстановления
идущих одновременно
ОКИСЛЕНИЕ: процесс потери электронов атомом,
молекулой или ионом
ОКИСЛИТЕЛЬ: вещество, атомы, молекулы или ионы
которого принимают электроны

5.

ВОССТАНОВЛЕНИЕ: процесс присоединения электронов
атомом, молекулой или ионом
ВОССТАНОВИТЕЛЬ: вещество, атомы, молекулы или
ионы которого отдают электроны
ОКИСЛИТЕЛЬ восстанавливается
Восстановитель ОКИСЛЯЕТСЯ
СО↑
СО↓

6.

ТИПЫ ОВР
1. Межмолекулярные ОВР - реакции с изменением СО
атомов в молекулах разных веществ
2
2Сa 0 O20 2 Ca O 2
1
1
2 KBr Cl 2 KCl Br
0
2
0
2
2. Внутримолекулярные ОВР – реакции с изменением СО
разных атомов в составе одной молекулы
2
2 Hg O 2 2 Hg 0 O20
3
6
3
( N H 4 ) 2 Cr 2 O7 N 02 Cr 2 O3 4 H 2O

7.

3. Реакции диспропорционирования – реакции с
изменением СО одинаковых атомов в молекуле одного
вещества
1
1
Cl H 2O HCl H Cl O
0
2
3
2
5
3H N O2 H N O3 2 N O H 2O
4. Реакции конпропорционирования – при реакции атомы
одного элемента, находящиеся в разных СО, переходят к
общей (промежуточной) СО
2
4
межмолекул ярная : 2 H 2 S S O2 3S 2 H 2O
3
5
0
1
внутримолекулярная : N H 4 N O 3 N 2 O 2 H 2O

8.

ТИПИЧНЫЕ ОКИСЛИТЕЛИ
1. Простые вещества, образуемые атомами VIА и VIIА
групп с высокой электроотрицательностью (О2, Сl2, Br2).
2. Вещества, содержащие элементы в высших и
промежуточных СО в виде ионов (Fe+3, KMnO4, H2SO4,
KClO4).
3. Перекисные соединения (H2O2, K2O2)
ТИПИЧНЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ
1. Простые вещества, атомы которых имют низкую
электроотрицательность (Na, K, Li)
2. Катионы металлов в низких СО (Fe2+)
3. Простые анионы (S2-, Cl-, Br-)
4. Кислородсодержащие анионы с элементом в низшей СО
(NO2-, SO3-)

9.

Вещество в промежуточной степени окисления может
вести себя
и как окислитель:
3
1
2
0
K N O2 K I 4HCl I 2 2 N O 4KCl 2H 2O
и как восстановитель:
7
3
2
5
2 К M nO 4 5K N O2 3H 2 SO4 2 Mn SO4 5K N O3 K 2 SO4 3H 2O

10.

ПРОТЕКАНИЕ ОВР ЗАВИСИТ ОТ рН СРЕДЫ
1. Кислотная среда
7
2
2 K Mn O4 5 Na2 SO3 3H 2 SO4 2 Mn SO4 5 Na2 SO4 K 2 SO4 3H 2O
Фиол.
б/ц.
2. Нейтральная среда
7
4
2 K Mn O4 3Na 2 S O3 H 2O 2 MnO 2 3Na2 SO4 2 KOH
Фиол.
бурый
3. Щелочная среда
7
6
2 K Mn O4 Na2 SO3 2 KOH 2 K 2 Mn O4 Na2 SO4 H 2O
Фиол.
зеленый

11.

Метод электронного баланса
Уравнивание ОВР основано на том, что число отданных и принятых ē
должно быть одинаковым.
Порядок уравнивания ОВР:
1. Находим элементы которые меняют СО;
2. Составляем уравнения полуреакций окисления и восстановления;
3. Уравниваем число отданных и принятых ē с помощью коэффициентов;
4. Выставляем коэффициенты перед окислителем и восстановителем
в молекулярном уравнении;
5. Уравниваем элементы которые не меняли СО.

12.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ
- Пластинку металла М погрузим в волу или раствор
- Небольшая часть металла в результате гидратации переходит в
раствор в виде ионов Мn+
- При этом пластинка металла приобретает отрицательный заряд
РЕЗУЛЬТАТ:
1. На границе металл- раствор устанавливается
равновесие
M +mH2O
[M(H2O)m]n+ +nē
2. Катионы металла в
растворе концентрируются
у поверхности
отрицательно заряженной
пластины.
3. Образуется двойной
электрический слой
M
Раствор
двойной
электрический
слой
4. На границе металл-раствор возникает
скачок электрического потенциала
----++++
Mn+

13.

Скачок потенциала на границе металл-раствор
электролита называют
ЭЛЕКТРОДНЫМ ПОТЕНЦИАЛОМ - Е [В]
Величина электродного потенциала зависит от :
- природы вещества
- концентрации вещества
- температуры
Е- электродный потенциал
Е0 – стандартный электродный потенциал
R – универсальная газовая постоянная
Ур. Нернста
2.3RT [окисл.]
Е Е
lg
nF
[восст.]
0.059 [окисл.]
0
Е Е
lg
n
[восст.]
0
Т – температура
F – постоянная Фарадея (9,64×104 Кл/моль)
n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном
процессе.

14.

СТАНДАРТНЫЙ ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ (Е0) –
потенциал данного электродного процесса при
концентрациях каждого из участвующих веществ 1 моль/л
Стандартный электродный потенциал определяется
экспериментально относительно стандартного
водородного электрода
2Н 2 е Н 2
Е
0
0
2Н
Е 2Н
Е2 Н
Н2
0.059 lg[ H ]
Н2
0.059 рН
Н2

15.

Направление ОВР
Количественной характеристикой окислительно-восстановительных
процессов являются нормальные окислительно-восстановительные
потенциалы окислителей и восстановителей или стандартные потенциалы электродов.
Е0окислителя > Е0восстановителя
окислительно-восстановительная реакция протекает в
прямом направлении

16.

17.

18.

Гальванический элемент Даниэля-Якоби
1. Состоит из медной пластины, погруженной в раствор CuSО4, и
цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSО4.
2. Электроды соединены металлическим проводником, а растворы –
солевым мостиком.
3. Солевой мостик – это трубка, заполненная концентрированным
раствором электролита с равными или близкими подвижностями
анионов и катионов (например, КCl). Один конец трубки погружён в
раствор ZnSO4, другой – CuSO4.

19.

При погружении металлического проводника в раствор,
содержащий катионы того же самого металла,
устанавливается динамическое равновесие между
катионами Мn+, находящимися в растворе, и атомами М
на поверхности электрода:
Мn+ + ne ⇔ М0
На границе электрод – раствор образуется разность
потенциалов - двойной электрический слой.

20.

При работе элемента Даниэля – Якоби протекают
следующие процессы:
1)реакция окисления цинка
Zn0 – 2ē → Zn2+
Процессы окисления в электрохимии получили название
анодных процессов, а электроды, на которых идут
процессы окисления, называют анодами
2) реакция восстановления ионов меди
Сu2+ + 2ē → Сu0
Процессы восстановления в электрохимии получили
название катодных процессов, а электроды, на которых
идут процессы восстановления, называют катодами

21.

3) движение электронов во внешней цепи;
4) движение ионов в растворе:
Анионы SO42- → к аноду ;
Катионы Cu2+, Zn2+ → к катоду.
Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь
гальванического элемента.
Сумма электродных реакций:
Zn0 + Cu2+ = Сu0 + Zn2+ - токообразующая ОВР

22.

ТАКИМ ОБРАЗОМ:
если ОВР в электрохимической цепи протекает
самопроизвольно,
то
такая
цепь
называется
гальваническим элементом. Гальванические элементы
находят применение в качестве химических источников
тока.
Максимальная разность потенциалов электродов, которая
может быть получена при работе гальванического
элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС).
ЭДС – максимальное напряжение электрического поля,
соответствующее обратимому протеканию ОВР реакции
при при работе гальванического элемента

23.

ЭДС гальванического элемента равна разности
равновесных
потенциалов
положительного
электрода (катода) и отрицательного электрода
(анода).
ЭДС Екатода Еанода Еокисл. Е в осст.
ЭДС ЕСu EZn