ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Степень окисления (СО) - определяется как условный заряд атома в

соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

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

Исключение: гидриды

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.

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

молекулы или ионы которого отдают электроны
ОКИСЛИТЕЛЬ восстанавливается
Восстановитель ОКИСЛЯЕТСЯ
СО↑
СО↓

в молекулах разных веществ
2. Внутримолекулярные ОВР – реакции с изменением

СО разных атомов в составе одной молекулы

в молекуле одного вещества
4. Реакции конпропорционирования – при реакции атомы

одного элемента, находящиеся в разных СО, переходят к общей (промежуточной) СО

высокой электроотрицательностью (О2, Сl2, Br2).
Вещества, содержащие элементы в высших и

промежуточных СО в виде ионов (Fe+3, KMnO4, H2SO4, KClO4).
Перекисные соединения (H2O2, K2O2)

ТИПИЧНЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ

Простые вещества, атомы которых имют низкую электроотрицательность (Na, K, Li)
Катионы металлов в низких СО (Fe2+)
Простые анионы (S2-, Cl-, Br-)
Кислородсодержащие анионы с элементом в низшей СО (NO2-, SO3-)

окислитель:
и как восстановитель:

Щелочная среда
Фиол.
зеленый

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.

Метод электронного баланса

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

4. На границе металл-раствор возникает скачок электрического потенциала

Е [В]
Величина электродного потенциала зависит от :
- природы вещества

концентрации вещества
температуры

Ур. Нернста

ᵠ- электродный потенциал
ᵠ 0 – стандартный электродный потенциал
R – универсальная газовая постоянная
Т – температура
F – постоянная Фарадея (9,64×104 Кл/моль)
n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

концентрациях каждого из участвующих веществ 1 моль/л
Стандартный электродный потенциал определяется

экспериментально относительно стандартного водородного электрода

или стандартные потен-
циалы электродов.

ᵠ 0окислителя > ᵠ 0восстановителя


окислительно-восстановительная реакция протекает

в прямом направлении

пластины, погруженной в раствор ZnSО4.
Электроды соединены металлическим проводником, а

растворы – солевым мостиком.
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.

Гальванический элемент Даниэля-Якоби

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.

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

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

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

и отрицательного электрода (анода).