 |
63. Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций, окислители и восстановители. Типы ОВР. Методы уравнивания ОВР.
|
|
|
|
63. Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций, окислители и восстановители. Типы ОВР. Методы уравнивания ОВР.
К окислительно-восстановительным реакциям относятся такие, которые сопровождающиеся перемещением электронов от одних частиц к другим.
Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой реагента. Вещества, которые отдают свои электроны в процессе реакции и при этом окисляются, называют восстановителями.
Восстановление – это процесс принятия электронов атомом, ионом или молекулой реагента.
Вещества, которые принимают электроны и при этом восстанавливаются, называют окислителями.
Реакции окисления-восстановления всегда протекают как единый процесс, называемый окислительно-восстановительной реакцией. Например, при взаимодействии металлического цинка с ионами меди восстановитель (Zn) отдает свои электроны окислителю – ионам меди (Cu2+): Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяются степени окисления атомов элементов, входящих в состав разных веществ. Реакции, рассмотренные в примерах 2-6, относятся к этому типу.
2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых степень окисления изменяют атомы разных элементов одного и того же вещества. По такому механизму протекают реакции термического разложения соединений. Например, в реакции
+5 -2 +4 0
Pb(NO3)2 ® PbO + NO2 + O2
изменяет степень окисления азот (N+5 ® N+4) и атом кислорода (О-2 ® О20), находящиеся внутри молекулы Pb(NO3)2.
|
|
|
3. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования, дисмутации). В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Реакции диспропорционирования характерны для соединений или элементов веществ, соответствующих одной из промежуточных степеней окисления элемента.
Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений (иначе метод полуреакций). Оба метода основаны на реализации двух принципов:
1. Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым;
2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
64. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов.
Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его водной средой, называют электродным потенциалом.
Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ 0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от − 3, 395 В у пары Eu2+/Eu[источник не указан 2084 дня] до +1, 691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.
|
|
|
В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.
Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:
Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.
|
|
|
