Билет №36. Реакция Окисления-восстановления (овр). Степень окисления. Окислительное число. Методика составления уравнений овр. Важнейшие окислители и восстановители.

Неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях получила название окисленности. Степенью окисления атома в молекуле называется заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов в сторону более электроотрицательного атома. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента, проявляет положительную степень окисления, а тот элемент, к атомам которого эти электроны смещаются, - отрицательную. Число электронов, смещённых от одного атома данного элемента или к одному атому данного элемента, называется окислительным числом.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением. А процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, - окислителем.

Суть ОВР: число электронов, отдаваемых молекулами восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя.

Составление уравнений ОВР проводится в определённом порядке:

1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ;

2. определить степени окисления элементов в веществах правой и левой части схемы; отметить элементы, степень окисления которых изменилась;

3.составить уравнения процессов восстановления и окисления; найти отношение числа электронов, принимаемых при восстановлении и отдаваемых при окислении;

4. Сложить уравнения окисления и восстановления с учётом найденного отношения числа электронов.

Типичными восстановителями являются активные металлы, такие как аллюминий, магний, натрий, калий, цинк и др., соединения металлов, в которых степень окисления металла велика: аммиачный раствор оксида серебра, сульфата меди; хлорид ртути, диоксид свинца и др. Восстановителям могут также быть соединения, которые содержат неметаллы, проявляющие отрицательную степень окисления. Важнейшими восстановителями являются водород, углерод и оксид углерода (II).

К сильным окислителям принадлежат неметаллы верхней части VI и VII групп периодической системы. Самые сильные окислители - это фтор, но на практике чаще всего используют кислород, хлор и бром. К соединениям, используемым в качестве окислителей, относятся кислоты, особенно, соляная, серная и азотная.

Билет №37. Понятие об электродных потенциалах. Водородный электрод. Понятие о стандартных потенциалах. Ряд напряжений. Уравнение Нернста.

Устройства, которые применяют для непосредсьвенного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальвоническими элементами.

Когда ОВР протекает в ГЭ или осуществляется путём электролиза, то каждая полуреакция (О или В) протекает на соответствующем электроде: на аноде - окисление, на катоде - восстановление.; поэтому полуреакции называют также электродными процессами. В соответствии с разделением ОВР на две полуреакции, ЭДС также принято представлять в виде разности двух величин, каждая из кторых отвечает данной полуреакции. Эти величины называются электродными потенциалами.

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих факторов: 1) от природы веществ - участников электродного процесса, 2) от активностей веществ и 3) от температуры. Эта зависимость выражается уравнением: . Для ЭДС ГЭ имеем аналогичную зависимость: .Для стандартной температуры имеем соответственно: . Здесь  ⁰- стандартный электродный потенциал данного процесса - константа; Е⁰- стандартная ЭДС. Последняя зависимость носит название формулы Нернста.

Физический смысл стандартного потенциала становится ясным при рассмотрении случая, когда концентрации, а значит и активности всех веществ, участвующих в данном процессе, равны единице. При этом условии второе слагаемое правой части уравнения обращается в нуль и уравнение принимает вид:^.Концентрации (активност), равные единице, называются стандарнтными. Поэтому и потенциал, отвечающий этому условию, называется стандартным потенциалом.

Для построения численной шкалы электродных потенциалов нужно потенциал какого-либо электродного процесса принять равным нулю. В качестве эталона для создания такой шкалы берут электродный потенциал водородного электрода. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, электролитиически покрытую губчатой платиной и погружённую в раствор кислоты, через который пропускается водорд. Водород хорошо растворяется в платине; пр этом молекулы водорода распадаются на атомы. На поверхности соприкосновения платины с раствором кислоты модет протекать окисление атомов или восстановление ионов водорода. Платина при этом практически не принимает участия в электродных реакциях и играет роль губки, пропитанной атомарным водородом.

Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению: , то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помещают, кроме металлов, также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к ОВ взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях.