Реакции с изменением степеней окисления реагирующих веществ называют окислительно - восстановительными реакциями(редокс-реакции).
В каждой полуреакции вещество в более высокой степени окисления называют окисленной формой(Ох), а вещество в более низкой степени окисления называется восстановленной формой(Red)
Ох+ne=Red1
Red2+ne= Ох
2FeCl3+SnCl2=2FeCl2+SnCl
2Fe+3=2Fe+2
Sn+2=Sn+4
В роли окислителя выступает Fe+3, а в роли восстановителя Sn+2. В данной ОВР участвуют 2 электрона. Здесь имеются 2 редокс-пары. Каждая из которых содержит окисленную форму(Fe+3, Sn+4) и восстановленную (Fe+2, Sn+4).
В любой ОВР участвуют по крайней мере 2 редокс-пары. Существуют такие вещества которые в одних реакциях могут быть окислителями, в других восстановителями, в зависимости от природы партнера реагента. Такие вещества называются редокс-амфотерными, например, Н2О2:
1.выступает в роли окислителя
Н2О2+2е=2Н2О
2.в роли восстановителя
Н2О2+2е=Н2О+2Н+
Окислительно -восстановительные потенциалы редокс-пар.
Окислительно-восстановительный электрод, состоящий из инертного материала(Pt, Au, Vo, погруженный в водный раствор, в котором имеются окисленные и восстановленные формы данного вещества. Применяются 2 разновидности Окислительно-Восстановительных Электродов:
1.потенциал которых не зависит от активности ионов водорода;
2.потенциал которых зависит от активности ионов водорода.
1.примером может служить электрод, состоящий из Pt, погруженный в водный раствор, содержащий FeCl3 и FeCl2/
2.примером может служить электрод, который представляет собой Pt, погруженную в кислый насыщенный водный раствор хингидрона.
Окислительно-восстановительные потенциалы как и другие электродные потенциалы принято отсчитывать от стандартного водородного электрода, который условно принимается равным нулю.
Стандартный водородный электрод не является окислительно-восстановительным электродом, а относится к электродам 1 рода, потенциал которых зависит от активности соответствующих катионов водорода.
Если в ОВР не участвуют ионы водорода, то реальный условный окислительно-восстановительный потенциал редокс-пары описывается уравнением Нернста
Е=Е0+(RT/nF)*ln a(окис.форма)/а(вост.форма)
а-активность F-число Фарадея=96500 Кл/моль
переходя к десятичным логарифмам мы получим следующие уравнения:
Е=Е0+(96500/n)*ln С(окис.форма)/С(вост.форма)
Глубина протекания ОВР
Любая реакция самопроизвольно протекает при постоянной t до тех пор, пока в системе установится устойчивое состояние химического равновесия. Этот закон распространяется и на ОВР, такое состояние характеризуется константой равновесия(К), которе связано со стандартным потенциалом
lnK=(nF/RT)*E0
E0=(RT/nF)*ln
Направления протекания ОВР
Если Е=Е1-Е2>0, то реакция протекает в прямом направлении;
Если Е=Е1-Е2<0, то реакция протекает в обратном направлении;
Если Е=Е1-Е2=0, то система находится в состоянии устойчивого химического равновесия.
Из термодинамических принципов, условий, электродвижущих сил и электродных потенциалов известно, что потенциал связан с изменением энергии Гиббса.
G=-nFE
G0=-nFE0Из термодинамики равновесных процессов известно, что если G <0, то реакция протекает в прямом направлении; если G>0- в обратном; если G=0- состояние равновесия.
