32) Окислительно востановительные реакции, основные понятия химический источник тока электролиз

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (р-ции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. При окислении в-в степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается.

Окислительно-восстановительные реакции.

а) Окислением называют процесс отдачи электронов атомам, молекулам или ионам. Степень окисления при этом повышается.

б) Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.

в) Атомы, молекулы и ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Сами они при этом окисляются.

Атомы, молекулы и ионы, присоединяющие электроны называются окислителями. Сами они при этом восстанавливаются.

г) Окисление всегда сопровождается восстановлением (и наоборот).

Правило электронного баланса: число электронов, отдаваемых молекулами, атомами или ионами восстановителя, равно числу электронов, присоединенных молекулами, атомами или ионами окислителя.

Существуют 2 метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

а) метод электронного баланса, основанный на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе этого метода лежит закон сохранения электрического заряда.

б) метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса), основанный на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее уравнение.

Химический источник тока электролиз

Химические источники тока устройства, вырабатывающие электрическую энергию за счёт прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительных реакций. Первые Х. и. т. созданы в 19 в. (Вольтов столб, 1800; элемент Даниела - Якоби, 1836; Лекланше элемент, 1865, и др.). До 60-х гг. 19 в. Х. и. т. были единственными источниками электроэнергии для питания электрических приборов и для лабораторных исследований. Основу Х. и. т. составляют два электрода (один - содержащий окислитель, другой - восстановитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов - электродвижущая сила (эдс), соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие Х. и. т. основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно разделённых процессов: на отрицательном электроде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи (создавая разрядный ток) к положительному электроду, где участвуют в реакции восстановления окислителя.

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Примеры электролиза расплавов:

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде. При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например Li⁺, Cs⁺, K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) и никогда не окисляется на аноде кислород O^−II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например ClO₄⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻, CO₃²⁻, SiO₄⁴⁻, MnO₄⁻), вместо них окисляется вода

Примеры электролиза растворов солей:

(на аноде окисляются анионы Сl⁻, а не кислород O^−II молекул воды, так как электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород)

(на катоде восстанавливаются катионы Cu²⁺, а не водород H^I молекул воды, так как медь стоит правее водорода в ряду напряжений, то есть легче принимает электроны, чем H^I в воде).