17.Электронная теория окисления-восстановления

Виды окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

2. Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

4. Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

Метод электронного баланса

Суть метода электронного баланса заключается в: 

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции

• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание

• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов

• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное

• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

18.Электродные потенциалы. Гальванический элемент

Электрод – часть проводника (обыкновенно в виде пластинки), через которую электрический ток вводится в жидкость или газ. Положительный электрод – анод, отрицательный электрод – катод.

Из электродов и электролита может быть составлена система, в которой химическая энергия окислительно-восстановительных процессов превращается в электрическую энергию. Такую систему называют гальваническим элементом (названного в честь Луиджи Гальвани). Сила, обусловливающая перемещение в ней электрических зарядов, называется электродвижущей силой(ЭДС). Электродвижущие силы принято представлять в виде разности двух потенциалов, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов:

Потенциалы на электродах j₁ и j₂ называют электродными потенциалами.

Е = j₁ – j₂.

Электродные потенциалы возникают вследствие взаимодействия металла с электролитом. При погружении металлического электрода в водный раствор его соли между поверхностью электрода и раствором будет происходить процесс обмена. Кристаллическая решетка металла состоит из положительно заряженных ионов (катионы) и свободных валентных электронов. При погружении металла в водный раствор его соли полярные молекулы воды, взаимодействуя с катионами металлической решетки (гидратация), облегчают переход катионов металла в раствор. Благодаря гидратации переход ионов в раствор (процесс ионизации) становится энергетически выгодным.

Электродный потенциал, измеренный в стандартных условиях в сравнении с водородным электродом, называют стандартным электродным потенциалом и обозначают Е⁰. По величине Е⁰ все металлы можно расположить в ряд, называемый рядом напряжений металлов или электрохимическим рядом напряжения металлов.

Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в водных растворах:

1) чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается;

2) металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т. е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот;

3) каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.