24. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления; основные окислители и восстановители; способы составления уравнений овр (метод электродного баланса, электронно-ионный метод).

Химические реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Под степенью окисления атома в молекуле понимают его заряд, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому, или заряд иона элемента, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса заключается в определении степеней

окисления элементов, подвергающихся окислению и восстановлению,

составлении электронных уравнении с последующим сведением элек-тронного баланса. Например, в реакции

КСlO3 —> КСl + 02

степени окисления изменяются у хлора и кислорода. Восстановление

хлора связано с присоединением им электронов, отданных кислородом.

Этот процесс перераспределения электронов может быть выражен элек-

тронными уравнениями

Электронно-ионный метод

При составлении уравнений ОВР электронно-ионным методом необ-

ходимо придерживаться следующего порядка:

•составить частные уравнения процесса окисления и процесса вос-

становления. При этом вещества записывают в той форме, в которой

они существуют в растворе: сильные электролиты— в виде ионов,

слабые — в виде молекул;

•осуществить материальный баланс атомов с участием ионов среды

(Н+ — в кислой, ОН- — в щелочной) или молекул Н2О, а затем элек-

тронный баланс;

•подобрать коэффициенты в уравнениях так, чтобы число электро-

нов, отданных восстановлением, было равно числу электронов, при-

нимаемых окислителем;

•сложить частные уравнения с учетом подобранных коэффициентов;

•исходя из полученного ионного уравнения составить полное молеку-

лярное уравнение.

25. Электрохимические процессы и системы. Электродный потенциал и механизм его возникновения (двойной электрический слой). Условие протекания электрохимических окислительно-восстановительных реакций.

Все металлы характеризуются свойством в большей или в меньшей степени растворяться в воде. Под действием полярных молекул (диполей) воды ионы поверхностного слоя металла отрываются и в гидратированном состоянии переходят в жидкость. При этом пластина металла заряжается отрицательно (из-за появления в ней избыточных электронов), а слой электролита у ее поверхности – положительно (гидратированные катионы металла). В результате электростатического притяжения противоположных зарядов на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой и разность потенциалов в нем. С увеличением концентрации катионов у поверхности металла становится вероятным обратный процесс – восстановление ионов металла. Когда скорости указанных процессов сравняются, в системе устанавливается равновесие

Состояние равновесия зависит от активности металла, концентрации его ионов в растворе и численно характеризуется константой равновесия, которая для данной гетерогенной системы при P = const равна

.

Для активных металлов (Zn, Fe, Cr и др.) равновесие смещено вправо (К_Р>1). Например, Zn    ( ).. При погружении их в водный раствор собственной соли для достижения равновесной концентрации ионы металла будут переходить в раствор и поверхность металла зарядится отрицательно, а раствор электролита – положительно.

Для малоактивных металлов (Cu, Ag, Hg и др.) равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала и равновесие (3.1) смещается влево (К_Р<1). Например, Cu     При погружении их в водный раствор собственной соли для достижения равновесной концентрации ионы металла из раствора будут переходить на поверхность металла и она зарядится положительно, а раствор электролита – отрицательно. Потенциал, возникающий на металлическом электроде, находящемся в равновесии с собственными ионами в растворе электролита, называется электродным потенциалом (φ, В).

условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций в водных растворах электролитов является неравенство φ (ок-ля) > φ(восст-ля)