 |
Определение потенциала металла.
|
|
|
|
Типичные восстановители
1. Металлы I, II, III групп периодической системы. (Na, Ca, Al …)
2. Катионы металлов в низшей степени окисления (
).
3. Ионы неметаллов в низшей степени окисления (
).
4. Технические восстановители (
).
5. Гидриды металлов (
).
Типичные окислители.
1. Галогены (
).
2. Кислород 
.
3. Катионы металлов высшей степени окисления (
).
4. 
и 
.
Неметаллы промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
Азотная кислота
– электрохимический ряд напряжений.
 |
Серная кислота
№2
Реакции окисления-восстановления. Метод электронного баланса.
Окислительно-восстановительные реакции:
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
;
2. Реакции диспропорционирования:
;
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления:
.
Существует 2 метода составления окислительно-восстановительных реакций:
1) метод электронного баланса,
2) метод полуреакций.
В методе электронного баланса сравниваются степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, а в методе полуреакций – составляются ионные уравнения.
Метод электронного баланса.
Правила расстановки коэффициентов.
.
1. Составить схему ОВР, включив в неё только те атомы, которые изменили степень окисления:
2. Записать реакцию в виде двух полуреакций, отвечающих процессам окисления и восстановления:
3. Поместить полученные коэффициенты в молекулярное уравнение:
4. Проверить, расходуется ли окислитель и восстановитель на другие процессы.
№3.
Молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей. Направление протекания ОВР.
|
|
|
Вероятность протекания ОВР определяется изменением энергии Гиббса. Если 
, то реакция возможна при данных условиях.
,
где Z – наименьшее общее кратное между числом отданных и принятых электронов,
E 
– ЭДС или напряжение ОВР,
F – число Фарадея 
.
где K – константа ОВР (характеризует глубину протекания процесса).
 |
,
.
Окислитель и восстановитель взаимодействуют в эквивалентных количествах:
Закон эквивалентов ОВР.
, 
,
где 
– число отданных/принятых 
одной формульной единицей.
№4
Электродный потенциал. Его измерения. Стандартный электродный потенциал.
При погружении металла в воду происходит его растворение до установления равновесия.
Под взаимодействие полярных молекул воды происходит с одной стороны разъединение ионов и электронов, а с другой стороны взаимное притяжение.
Если металл активный, то в узлах кристаллической решётки ионы, притягиваясь отрицательным полюсом молекул воды, переходят в раствор. Если же металл неактивный, то ионы металла теряют свою гидратную оболочку и переходят из раствора в кристаллическую решётку, заряжая тем самым металл положительным зарядом. На границе “металл-раствор”, образуется двойной электронный слой, который характеризуется разностью потенциалов и называется электродным потенциалом. Обозначается – 
.
Электродом сравнения является водородный электрод, потенциал которого принят за ноль.
Водородный электрод состоит из платиновой пластины, погружённой в раствор 
. В сосуд вдувается чистый водород.
,
,
, 
Определение потенциала металла.
При определении потенциалов металлов используют металлический проводник с электронной проводимостью и проводник с ионной проводимостью. Раствор KCl служит для устранения диффузионного потенциала, возникающего на границе двух растворов. Гальванометр показывает величину стандартного потенциала.
|
|
|
Электроны от цинковой пластины идут к водородному электроду, и потенциал равняется 
при , 
. Если электроны идут к металлической пластинке, то потенциал положительный:
№5.
|
|
|
