Направление протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.

Контрольная № 3

Степень окисления. Типичные окислители и восстановители.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Изменение степени окисления обусловлено присоединением или отдачей электронов.Степень окисления-это форм-й заряд который проявляет Эл-т в хим. соед-и считая все связи в этом соед-нии ионные.Степени окисления- совпадают с валентностью [H20,Zn0 степени окисления нейтр Эл-тов =0] [O-2искл H2O-2,O+2F2.\H+искл Ca+2H-2гидр.металов]Алгебраическая сумма степеней окисления молекул с учётом стехеометрических коэф=0[H+N+5O-23].

Процесс отдачи электронов-окисление [Me-neаMe+n] Me- вост-ль.

Процесс присоед-я электронов-востановл. [Ae+n+neаAe] Ae- ок-ль

Вост-ли 1.Ме,2H2 –но может быть окисл,3.соед-я.с мин. степ.окисл.[ H2S,NH3]4.бескисл к-ты (анионы)[HCl,HBr]5.гидриды CaH2

Ок-ли 1.кисл-досодерж к-ты [H2SO4,HNO3]2.не МЕ Фтор-сильный окисл-ль,Cl2,Br2,O2 3.соед с мах степ-ю окисл. [Fe+6,KMnO4,Ti+4]

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение — все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окисл-но-восстановительных реакций также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений.<-- не полный!!!

2. Реакции окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов о-лей и в-лей. 8Al0(в-ль)+3HN+5O3(о-ль)+5KOHа8K[Al+3(OH)4]+3N-3H3 определяем степень окисл-я 8 | | Al-3eаAl+3 р-я окисления. 3 |24| N+5+8eаN+3 р-я востановления уравниваем все Эл-ты,можно добавить H20 в любую сторону. Количественно процесс отдачи или присоед-я э-в оценивают окисл-вост. потанциалом φ. φ-харктеризует работу затраченую на отрыв электронов от в-ва при переходе его из окисл-й ф-мы в востоновительную. Mэк(о-ль)=M(о-ль)/z [молярная масса/число присоед-ся эл-нов.] Mэк(в-ль)=M(в-ль)/z [молярная масса/число отданных эл-нов.] [Mэк(HNO3)= M(HNO3)/8 г/моль] m(о-ль)/Mэк(о-ль)= m(в-ль)/Mэк(в-ль)| Cэк(о-ль)ν(о-ль)= Cэк(в-ль)ν(в-ль)|

Направление протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.

При работе гальванического элемента электрохимии ческая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким — в качестве восстановителя. Как и при любых других самопроизвольно идущих процессах, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Но это означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определять направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция.Направление протекания реакции определ по ΔG=-Am=-nFε F-число фарадея=96500Кл/моль ε=(φо-ль-φв-ль)Главный принцип протекания реак-и φо-ль>φв-ль ΔrG=-nF(φо-ль-φв-ль)=> ΔrG=-2.3RTlg10 |(φо-ль-φв-ль)=2.3RT K=nF(φо-ль-φв-ль)/2.3RT=10^n(φо-ль-φв-ль)/0.059- конс-та равес ОВР если подставить знач-я R=8.31Дж/мольК,F=96500Кл/моль

4. Электродный потенциал, его измерение, стандартный электродный потенциал. Разновидностью олисл-вост потанциалов является электродный потанциал который возникает на границе Ме/Меn+р-р Ме находится в равновесии ионов Ме МеаMen++ne Men++x(H2O)=Men+(H2O)x Men++x(H2O)=Men+(H2O)x+ne Znкр+Сu+2р-р=Cuкр+Zn+2р-р Kc=[Zn+2]/[Cu+2]=1037 ZnаZn+2р-р+2e Kc=1019 Сu+2р-р+2eа Cuкр Kc=1018 Э-ны накапливаются на цинковом э-де и он отр-но заряжается.=>Это равновесие в зависимости от активности ме, от внешней среды может смещатся в- ту или иную сторону, но в любом случае на границе ме р-р возникает двойной элетр-кий слой.Потанциал возникает зат счет этого Эл-кого слоя.Обсолютное значение потанциала определить нельзя.На основании движущехся ионов опр электр-й потанциал φH+/1/2H2=0.Стандартный Электронный потанциал-это потанциал измеренный при стандартных условиях конц ионов ме 1 моль на л CMen+=1моль/л.Данный принцип используется для составления ГЭ 1 эл-т.водный раствор 2. Эл. Ме погружают в в р-р собственной соли и определяют ЭДС ГЭ,можно определить значение электродных потанциалов.Me|Men+р-р φH+/1/2H2=0