Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 8 презентация

Например: или
Окислительно-восстановительными называют взаимодействия, связанные с передачей электронов от одних атомов к другим.
Окисление металла:
Восстановление металла из его оксида:
Окислителем называют ион, который при взаимодействии принимает электроны;
восстановителем - ион, отдающий электроны.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
При окислении степень окисления атома увеличивается;
при восстановлении – уменьшается.

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Степень окисления – это формальный заряд атома в молекуле, определенный из предположения ионного строения соединения или полного смещения электронов к более электроотрицательному атому.
Степень окисления (С.О.) обозначается соответствующей цифрой и знаком, стоящим перед ней, которые записывают над элементом. Степень окисления часто не совпадает с валентностью элемента.
Например:

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Правила определения степени окисления
Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю:
Степень окисления элемента в соединении ионного строения,
который находится в виде одноатомного иона, равна заряду
иона:
3. В соединениях с ковалентной полярной связью отрицательный
заряд относится к более электроотрицательному элементу:
Для щелочных щелочноземельных металлов СО=+1 и +2
соответственно.
4. Алгебраическая сумма С.О. элементов в нейтральной молекуле равна нулю; в сложном ионе – заряду иона (принцип электронейтральности);

Например:
В молекуле фосфорной кислоты степень окисления фосфора равна +5, так как три атома водорода со степенью окисления +1 дают суммарный заряд +3, четыре атома кислорода со степенью окисления –2 дают суммарный заряд –8. Для электронейтральности молекулы фосфорной кислоты заряд у фосфора должен быть +5:
В углеводородах и их производных степень окисления углерода определяется без учета степени окисления соседнего атома углерода, т.е. углерод-углеродная связь считается нулевой степени окисления.
Например: В этане степень окисления углерода составляет –3; в пропане –3 и –2:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Типы окислительно-восстановительных реакций
- межмолекулярные реакции, в которых перераспределение электронов происходит между разными веществами: - реакции диспропорционирования или самоокисления самовосстановления – это реакции, в которых один и тот же элемент и отдает, и принимает электроны:
- внутримолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы:
- реакции конпропорционирования, в которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента, находящихся в исходном веществе в разных состояниях:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Методы определения стехиометрических коэффициентов ОВР
Метод электронного баланса;
2. Метод полуреакций (электронно-ионного баланса).

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Пример: Подобрать стехиометрические коэффициенты в ОВР методом электронного баланса:
Решение:
Составить схему химической реакции:
Рассчитать СО атомов соединений, входящих в уравнение реакции:
Определить окислитель и восстановитель:
окислитель:
восстановитель:
4. Составить уравнения электронного баланса, учитывая закон
электронейтральности:
Число электронов, принятых окислителем, должно равняться числу электронов, отданных восстановителем.

5. Написать суммарное уравнение, сложив эти уравнения:
6. Определить ионы, не подвергавшиеся изменению, и составить уравнение в молекулярном виде, указав стехиометрические коэффициенты:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Внешний вид выполненного задания методом электронного баланса:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Пример подбора коэффициентов методом электронно-ионного баланса:
Составить схему химической реакции (написать исходные вещества и продукты реакции):
Определить окислитель и восстановитель, а также продукт восстановления окислителя (его восстановленную форму) и продукт окисления восстановителя (его окисленную форму):
3. Сопоставить уравнения процесса восстановления иона-окислителя и процесса окисления иона-восстановителя:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

4. Учесть закон электронейтральности, т.е. прировнять число зарядов продуктов реакции числу зарядов исходных веществ. И после умножения на соответствующие коэффициенты, получим:
5. Так как процесс восстановления возможен только если есть процесс окисления, то следует сложить оба уравнения:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
6. Определить ионы не подвергшиеся изменению в процессе реакции и из
совокупности всех ионов составить молекулярное уравнение:
Когда написаны все коэффициенты, необходимо еще раз проверить, одинаковое ли количество атомов всех элементов находится в левой и правой частях уравнения.

Внешний вид выполненного задания методом электронно-ионного баланса:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Использование метода полуреакций позволяет:
Избежать формального представления о степени окисления;
Составить сокращенное уравнение окислительно-восстановительной реакции;
Выявить влияние среды на характер процесса.
Метод полуреакций (электронно-ионного баланса) применим лишь для описания и подбора коэффициентов окислительно-восстановительных процессов проте-кающих в растворах.
Метод электронного баланса более универсален, поскольку формально устанавливает стехиометрические отношения в процессах окисления-восстановления в любых гомогенных и гетерогенных системах.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Например:
Например:
Окислитель и восстановитель реагируют между собой в отношении их окислительно-восстановительных эквивалентов.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Эквивалентом окислителя называют такое массовое количество окислителя, которое отвечает одному присоединенному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции:
Эквивалентом восстановителя называют такое массовое количество восстановителя, которое отвечает одному отданному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной активности веществ является электродный или окислительно-восстановительный (восстановительный) потенциал (Е).
Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал (редокс-потен-циал от англ. redox — reduction-oxidation reaction) — мера способности химичес-кого вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Выражается в милливольтах (мВ).
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Чем больше стандартный восстановительный потенциал, тем сильнее данное вещество как окислитель и слабее как восстановитель.
В ОВР окислителем является то вещество, для которого больше восстановительный потенциал.
Восстановителем является то вещество, для которого меньше восстановительный потенциал.
Величина равновесного восстановительного потенциала определяется уравнением Нернста:
F=96485 Кл/моль– число Фарадея;
a – активность окисленной и восстановленной форм соединений;
n – количество электронов, участвующих в процессе.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

После преобразования уравнение Нернста принимает вид:
Для разбавленных растворов активности могут быть заменены концентрациями:
Если стехиометрические коэффициенты окисленной и восстановленной форм данной пары не равны единице, то они должны входить в уравнение Нернста в качестве показателей степеней.
Например:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Для сложных ионов:
и для пары
уравнение Нернста примет вид:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Рассмотрим на примере:
Суммарно:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Для определения самопроизвольности протекания процесса можно определить его электродвижущую силу (э.д.с.), как разность стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя:
Следовательно Э.Д.С. рассмотренной ОВ реакции равна:
Если э.д.с. > 0, то процесс протекает самопроизвольно;
Если э.д.с. < 0, то процесс в прямом направлении невозможен, а протекает самопроизвольно только в обратном направлении.
Абсолютное значение восстановительного потенциала экспериментально определить нельзя, его можно измерить только относительно какого-либо стандартного электрода.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Электрохимические процессы
Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами.
Классификация электрохимических процессов:
Процессы превращения химической энергии в электрическую – это в гальванических элементах;
Процессы превращения электрической энергии в химическую – в процессах электролиза.
Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Законы Фарадея
1. Масса выделившегося на электроде вещества пропорциональна количеству прошедшего электричества.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

2. Равные количества электричества, прошедшие через раствор электролита, выделяют эквивалентные количества вещества, т.е. при превращении 1 моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит 96485 количества электричества, Кл.
Например: В результате реакции
на электроде выделилось 15,89 г меди. Тогда теоретическое количество электричества можно определить из соотношения:
Отсюда следует, что через электрод теоретически должно пройти следующее количество электричества:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Если в результате реакции выделяется газ?
Например: В результате реакции:
при нормальных условиях выделилось 5,6 л водорода. Тогда теоретическое количество электричества можно определить из соотношения:
На законах Фарадея основаны расчеты электрохимических установок, а на их азе созданы счетчики количества электричества (кулонометры, интеграторы тока) и другие устройства.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Стандартные условия, при которых производят сравнение электродных потенциалов:
- температура 25 ºС (298 К);
давление 101325 Па;
концентрация 1 М.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Понятие об электродном потенциале
Электродный потенциал (потенциал электрода) – это разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором.
Равновесный электродный потенциал - это потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции.
Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно, поскольку введение измерительных зондов приводит к выявлению новой контактной разности потенциалов. Поэтому измеряют разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения, потенциал которого условно принят за ноль.

Элемент Даниэля-Якоби
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Рис. 2 Схема медно-цинкового гальвани-
ческого элемента Даниэля-Якоби
Сравнение стандартных электродных потенциалов полуэлементов:
- этот процесс протекать не может.
Т.о., в элементе Даниэля-Якоби осуществляются следующие полуреакции:

Элемент Даниэля-Якоби
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Получаем:
Расчет э.д.с.:
Положительный знак э.д.с. определяет направление самопроизвольного протекания реакции слева направо. Энергия Гиббса составит:
Что свидетельствует о самопроизвольном восстановлении меди.

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Связь между энергией Гиббса и электродным (окислительно-восстановительным) потенциалом выражается формулой:
Если процесс протекает в стандартных условиях, то связь между энергией Гиббса и электродного потенциала выражается уравнением:
стандартный электродный потенциал, определенный при стандартных условиях.

Стандартные электродные потенциалы металлов
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей.
Например: протекает только слева направо, обратная реакция невозможна;
Металлы, выступающие в качестве отрицательного электрода по отношению к водородному, вытесняют водород из кислот, а металлы с более положительным электродным потенциалом не обладают этим свойством.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Чтобы определить опытным путем потенциал окислительно-восстановительной системы, необходимо составить гальваническую цепь.
Например: Определить восстановительный потенциал системы .
Для этого возьмем по 10 мл 1 М растворов FeCl3 и FeSO4, в которые погрузим комбинированный электрод и измерим Э.Д.С. системы. Величина э.д.с. составила -1,061 В. Схема гальванического элемента исследованной системы будет:
Приняв потенциал хлорсеребряного электрода равным 290 мВ, найдем восстановительный потенциал данной системы :
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Стандартный водородный электрод
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Уравнение Нернста:
Если концентрации равны, то
При увеличении концентрации выше стандартной, электродный потенциал увеличивается (становится более положительным). Аналогично действует температура.
Если концентрация ниже стандартной, то электродный потенциал становится ниже стандартного.
Если гальванический элемент составлен из одинаковых электродов, погруженных в растворы их солей с различными концентрациями, то получим концентрационный элемент, э.д.с. которого рассчитывают по уравнению Нернста:
, т.к.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Для гальванического элемента:
Окислительно-восстановительный (red - ox) процесс состоит из двух полуреакций:
Катодный (восстановление):
Анодный (окисление):
Общее уравнение редокс-реакции:
Если взаимодействие протекает в одном растворе, то система не производит работы, поскольку ток, обусловленный передачей электронов от восстановителя к окислителю, равен нулю.
Если разделить катодный и анодный процессы разделить, то при замыкании внешней цепи, наблюдается направленное движение электронов от анода к катоду, а в растворе – движение анионов от катода к аноду.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

В гальванических элементах могут реализоваться два различных электрохимических редокс-взаимодействия:
Сами электроды участвуют в окислительно-восстановительной реакции;
Например: элемент Даниэля-Якоби.
2. Вещество электродов инертно по
отношению к реакции, протекающей
в растворе, а лишь участвуют передат-
чиками электронов между ионами, на-
ходящимися в растворе. Гальванические
Цепи подобного типа называют редокс-
цепями с инертными электродами.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Закономерности в ряду редокс-потенциалов:
Если стандартный редокс-потенциал отрицателен, то полуэлемент по отношению к водородному выступает в качестве восстановителя (окисленная форма устойчивее). Восстановительная активность тем выше, чем более отрицателен редокс-потенциал;
Если стандартный редокс-потенциал положителен, то полуэлемент по отношению к водородному является окислителем (устойчивее восстановленная форма). Чем положительнее величина редокс-потенциала, тем выше окислительная активность полуэлемента;
С увеличением э.д.с. редокс-цепи окислительно-восстановительные реакции протекают энергичнее.
Т.о., ряд редокс-потенциалов позволяет количественно оценить активность окислителя и восстановителя, направление и интенсивность протекания окислительно-восстановительной реакции.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Электролиз -
это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах под действием электрического тока, проходящего через из раствор или расплав, т.е. происходит превращение электрической энергии в химическую.
( ) – отдает электроны катионам, идет процесс восстановления;
( ) – анод принимает электроны от анионов, идет процесс окисления.
Электролиз расплавов и растворов идет по разному.
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Электролиз расплава:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Электролиз водных растворов электролитов
Катионы металлов, имеющих бо‘льший стандартный электродный потенциал, чем у водорода (от до ), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде;
Катионы металлов, имеющих малый стандартный электродный потенциал
(от до ), при электролизе не восстанавливаются на катоде, а вместо них
восстанавливаются молекулы воды: ;
Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал, меньший,
чем у водорода, но больший, чем у алюминия (от до ), при электролизе
на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды:
СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

СУРГУТСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ