Особенности окислительно-восстановительных реакций

Введение

Актуальность работы. Химия – фундаментальная наука, тесно связанная с материальным миром. Знакомство с химией как наукой начинается со школьного урока. Именно на уроке впервые возникает интерес к науке химия, именно на уроке дети учатся писать первые химические формулы и уравнения реакций, именно на уроке они начинают понимать химическую картину химии. Мир.Окружающий мир постоянно меняется. С каждым годом во все сферы деятельности человека поступает огромное количество различных веществ, роль химических знаний становится очевидной, а их значение постоянно возрастает. Именно знание химических процессов может во многом обеспечить экологически грамотное отношение к природе и умелое обращение с веществами. Глубокое изучение основ химии очень важно для специалистов большинства отраслей народного хозяйства: будущих врачей, химиков-технологов, биотехнологов, военных специалистов, агрономов, ветеринаров и др.Окислительно-восстановительные процессы относятся к наиболее распространенным химическим реакциям и имеют большое значение в теории и практике. Окислительно-восстановительные процессы — один из важнейших процессов в природе. С этими реакциями связана жизнь любого живого существа: обменные процессы в организме, фотосинтез, распад и брожение. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать при сжигании топлива, коррозии металлов, электролизе и плавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и многие другие ценные химические вещества. Одни и те же реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах. Таким образом, окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой каждую секунду происходят химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.Развитие представлений об окислительно-восстановительных реакциях началось с работ русского ученого и педагога С.В. Даина, преподавателя Томского технологического института, который не только сформулировал и обобщил основные черты этого типа реакций, но и разработал методологический подход к интерпретации и изучению ОВР как ряда последовательных этапов. Теоретически обосновал и разработал практические методы подбора стехиометрических коэффициентов в реакциях этого типа, практически не изменившиеся до настоящего времени.Цель работы – рассмотреть окислительно-восстановительные реакции. Электрохимия. Электрохимические процессы.Задачи:Выделить особенности окислительно-восстановительных реакций;Дать оценку электрохимии. Электрохимические процессы.1 Особенности окислительно-восстановительных реакцийОкислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак ОВР.Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО.Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1). Например, в CaO2: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = Nгр-8. Например P+5 и P-3, S+6и S-2.Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны.Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаёт электроны.Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму. При восстановлении степень окисления понижается:Mn+4+ 2ē → Mn+2; S0+ 2ē → S-2; Cr+6+3ē → Cr+3;Cl20+2ē → 2Cl-; O2 0 + 4ē → 2O-2.Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.При окислении степень окисления повышается:H20 - 2ē → 2H+; S-2 - 2ē → S0; Al0 - 3ē → Al+3;Fe+2 - ē → Fe+3; 2Br - - 2ē → Br20.Условная форма записи ОВР:Cu2+ + 2e= Cu0Zn0 – 2e = Zn2+Cu2+ + Zn0 = Zn2+ + Cu0Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:S0 + O2 0 → S+4O -2S - восстановитель; O2 - окислительВнутримолекулярные окислительно - восстановительные реакцииВо внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.2KCl+5O -2 → 2KCl-1 + 3O 0Cl+5 - окислитель; О-2 – восстановительДиспропорционированиеДиспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.Cl2 0 + 2KOH → KCl+1O + KCl-1 + H2OУравнивание ОВР основано на записи полуреакций окисления и восстановления.Алгоритм метода:Найти атомы, у которых изменяется СО, и составить схему полуреакций окисления и восстановления с участием этих атомов.Уравнять каждую полуреакцию, добиваясь:материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения)баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравнения реакции). Для этого к левой части полуреакции добавляют или вычитают из неё необходимое количество электронов.Умножить каждую полуреакцию на коэффициенты:учитывающие стехиометрию реагирующих (образующихся) молекул (численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул)для достижения электронного баланса: сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.Сложить полуреакции (при этом Σe = 0).Проверить материальный баланс.2 Электрохимия. Электрохимические процессыЭлектрохимия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в электрохимии не рассматривается.Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. К электрохимическим процессам относятся: Возникновение разности потенциалов и, следовательно, постоянного электрического тока в результате протекания химической реакции. Устройства, в которых реализуется это явление, называют химическими источниками тока (например, гальванические элементы, аккумуляторы).Химические процессы, протекающие при пропускании постоянного электрического тока через электролит. Это явление называют электролизом, а устройства, в которых оно реализуется – электролизерами. Электрохимический процесс может быть обратимым, т.е. протекать в одном или другом направлении в зависимости от условий (примером такой обратимости являются заряжение и разряд аккумулятора). Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Для обеспечения работы системы электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы. Ионным проводником служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником.Электрохимические реакции являются гетерогенными процессами, так как протекают на границе раздела фаз (например, металл – вода или металл – раствор соли). При этом происходит перенос заряда и вещества через границу раздела фаз твердое вещество – жидкость. В основе электрохимических процессов лежат окислительно-восстановительные реакции (ОВР), которые в отличие от обычных ОВР характеризуются пространственным разделением участников реакции (окислителя и восстановителя) и направленным движением электронов и ионов. Электрохимические процессы можно охарактеризовать количественно, используя законы Фарадея и понятие электродного потенциала.Законы Фарадея. Английский ученый Фарадей открыл законы, определяющие зависимость между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, испытавшего химическое превращение на электроде:Количество вещества, испытавшего электрохимическое превращение на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.При постоянном количестве прошедшего электричества массы прореагировавших на электродах веществ относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде через него проходит F = 96500 Кл (А∙с) электричества. Эта величина называется постоянная Фарадея. Величина F соответствует одному молю (6,02 × 1023) элементарных зарядов.Электродные потенциалы. В кристалле металла существует равновесие: Ме Меn+ + , где Ме - атом металла, Меn+ - ион металла, n - заряд иона металла, - электрон. Особенность кристаллической решетки металла состоит в том, что в её узлах находятся положительно заряженные ионы металла, которые «погружены» в «электронный газ», распределенный по всему объему металла. Рассмотрим электродную реакцию, т.е. процессы, протекающие при контакте металла с раствором, содержащим ионы этого же металла. При погружении металла в такой раствор начинается взаимодействие поверхностных ионов металла, находящихся в узлах решетки, с компонентами раствора, главным образом - с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода. В результате часть ионов поверхностного слоя металла переходит в раствор в виде гидратированных ионов (), а в металле остаются электроны, заряд которых оказывается не скомпенсирован положительно заряженными ионами:Me + m H2O Men+∙ m H2O + Металл становится заряженным отрицательно, а раствор вблизи поверхности металла – положительно. В результате электростатического притяжения между катионами Men+ в растворе и избыточными электронами в поверхностном слое металла образуется двойной электрический слой (рис. 1). Рис. 1. Схема процесса, протекающего на границе раздела “металл (Сu) – вода“На границе соприкосновения металла с жидкой фазой возникает разность потенциалов (скачок потенциала), или электродный потенциал. С накоплением ионов металла в растворе дальнейшее растворение металла начинает тормозиться и протекает обратная реакция – восстановление ионов металла с осаждением их на поверхности металла:Ионы металла (Меn+) находятся под действием силы притяжения их молекулами воды и силы, стремящейся "втянуть" ионы обратно в металл, т.е. одновременно протекают два противоположных процесса: растворение и осаждение металла. Это приводит к равновесию:Me + m H2O Men+∙ m H2O + (в растворе) (на металле) Равновесие имеет динамический характер, так как прямой и обратный процессы идут с одинаковой скоростью. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.Абсолютное значение возникающего скачка потенциала на гра- нице металл - раствор измерить невозможно, поэтому пользуются относительными величинами, измеренными от произвольно выбранного нулевого уровня. Принято, что нулю равен электродный потенциал стандартного водородного электрода. Для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и стандартного водородного электрода. Знак этой разности потенциалов (т.е. знак относительного электродного потенциала) может быть положительным или отрицательным (либо равным нулю). Гальванический элемент Даниэля – Якоби. Рассмотрим систему, в которой два металлических электрода погружены в растворы солей, содержащие собственные ионы (т.е. ионы того же металла, из которого сделан электрод). Примером может служить гальванический элемент Даниэля – Якоби (рис. 2). Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор CuSO4, и цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSO4. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.Рис. 2. Схема гальванического элемента Даниэля – Якоби: 1 – пористая перегородка; 2 - гальванометр Схематически это можно записать следующим образом: Zn / ZnSO4 CuSO4 / Cu. Одна вертикальная черта обозначает границу раздела металла и раствора, две - границу между двумя растворами, в данном случае – перегородку, проницаемую только для ионов.Если цепь разомкнута, то на обоих электродах устанавливается химическое равновесие между металлом и его ионами в растворе:Zn Zn2+ + 2Cu Cu2+ + 2Металлы приобретают одинаковый по знаку (отрицательный) заряд, но не одинаковый по величине, так как цинк и медь имеют различную активность. Таким образом, концентрация свободных электронов на этих электродах оказывается различной. Поэтому при замыкании внешней цепи электроны с цинкового электрода будут перемешаться к медному электроду и возникает электрический ток. Концентрация электронов на цинке при этом уменьшается, это приводит к смещению равновесия на границе Zn / ZnSO4 в сторону образования гидратированных ионов Zn2+ (Zn Zn2+ + 2), т.е. происходит процесс растворения (окисления) цинка.Процессы окисления в электрохимии называют анодными процессами, а сам электроды, на которых они происходят, - анодами.Концентрация свободных электронов на медном электроде в результате перешедших электронов с цинка увеличивается и равновесие на границе Cu / CuSO4 смещается в сторону образования металлической меди (Cu Cu2+ + 2), т.е. происходит процесс восстановления меди.Процессы восстановления в электрохимии называют катодными процессами, а соответствующие электроды - катодами.Таким образом, при работе гальванического элемента одновременно происходят процессы окисления и восстановления:Zn Zn2+ + 2 - окисление (анодный процесс)Cu2+ + 2 Cu - восстановление (катодный процесс).Суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей и может быть записана следующим образом:Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 или Zn + CuSO4 ZnSO4+ CuПри анодном пространстве гальванического элемента увеличивается концентрация ионов металла (Zn2+), возникает недостаток анионов SO42-; в при катодном пространстве, наоборот, положительные ионы Сu2+ восстанавливаются, их концентрация в растворе уменьшается, возникает избыток анионов SO42-. Поэтому ионы SO42- через пористую перегородку перемещаются из пространства с раствором CuSO4 , где они в избытке, к пространству с раствором ZnSO4 , где их недостаток. Схематически работа гальванического элемента записывается следующим образом: 2 202565012065000 (-) Zn / ZnSO4 CuSO4 / Cu (+) SO42-В скобках указываются знаки электродов, причем анод записывается слева, катод - справа. Стрелки указывают направление движения электронов во внешней цепи и ионов SO42- во внутренней. Процесс, описываемый выше указанными уравнениями, протекает не только в гальваническом элементе Даниэля-Якоби, но и при простом погружении цинковой пластинки в раствор медного купороса CuSO4. Однако в этом случае процессы окисления и восстановления совмещены, а движение электронов происходит на столь коротком пути, что не является электрическим током. В этом случае химическая энергия реакции превратится не в электрическую, а в эквивалентное количество тепловой энергии (нагревание раствора).Гальванический элемент, основанный на описанном процессе, может служить источником получения электрического тока. Гальваническим элементом называется устройство, в котором электрический ток получается за счет проведения химической окислительно-восстановительной реакции.Электродвижущая сила (ЭДС) элемента. Электрическая работа равна произведению напряжения (разности потенциалов) на количество прошедшего электричества. В изобарно-изотермических условиях (при постоянных температуре и давлении) максимальная электрическая работа гальванического элемента может быть получена при максимальной разности потенциалов электродов. Максимальная разность потенциалов ΔЕ, равная разности равновесных электродных потенциалов катода (Ек) и анода (Еа) элемента, называется ЭДС гальванического элемента ΔЕ = Ек - ЕаЕсли электроды находятся в стандартных условиях, то ΔЕ0 = Ек0 - Еа0,где ΔЕ0 – стандартная ЭДС элемента, а Ек0 и Еа0 – стандартные электродные потенциалы катода и анода, соответственно.Если на электроде испытывает превращение один моль вещества, то по закону Фарадея через систему протекает количество электричества, равное nF , где n – число молей эквивалентов в одном моле вещества. Таким образом, максимальная электрическая работа гальванического элемента при превращении одного моля вещества равна:Amax.электр. = n F ΔЕ ( 4.1)В то же время максимальная полезная работа Аmax. ОВР, которую может совершать система при протекании реакции при постоянных температуре и давлении, равна энергии Гиббса реакции:Аmax. ОВР = - ΔGР (4.2) Так как Аmax. ОВР = Amax.электр., то:ΔЕ = - ΔGР/nF. (4.3)В стандартных условияхΔЕ0 = - ΔGР0/nF , (4.4)где ΔЕ0 и ΔGo - стандартные ЭДС и энергия Гиббса реакции.Следовательно, при известных значениях энергии Гиббса реакции можно рассчитать ЭДС элемента, и наоборот. Уравнение (4.3) показывает связь между химической и электрической энергиями. Энергия Гиббса реакции зависит от активностей. Например, для реакции:аA(г) + bB(г) cC(г) + dD(г)G = Go + RT =Go - RT ( 4.5 )илиG = Go + RT =Go - RT (4.6 )Подставляя уравнение ( 4.5 ) в уравнение (4.3 ), получаем:ΔЕ = + (4. 7)(при стандартных условиях, т.е. при активностях всех участников реакции равных единице, ΔЕ = ΔЕ0). Если в реакции участвуют газообразные вещества, то в уравнении (4.7) активности заменяют парциальными давлениями соответствующих веществ. Таким образом, стандартной называется ЭДС элемента, если активности (или парциальные давления) исходных веществ и продуктов реакций равны единице. Величину стандартной ЭДС (ΔЕ0) гальванического элемента можно вычислить по уравнению (4.4), если известна величина стандартной энергии Гиббса реакции. Последнюю легко рассчитать, зная энергию Гиббса образования продуктов реакции и исходных веществ. В качестве примера запишем уравнение для расчета ЭДС элемента Даниэля – Якоби:ΔЕ = ΔЕ0+ (4.8)Активности твердых Zn и Cu равны единице (реакции, протекающие на электродах, являются гетерогенными). Поэтому получаем: ΔЕ = ΔЕ0 + (4.9)При замене натурального логарифма на десятичный и подстановке соответствующих значений концентраций (аМе [Men+]), а также численных значений R, F и стандартной температуры 298К, уравнение (4.9) приобретает еще более простой вид:ΔЕ = ΔЕ0 + (4.10)илиΔЕ = ΔЕ0Cu+2/Cu - ΔЕ0Zn+2/Zn + , (4.11)где n - число электронов, участвующих в процессе окисления-восстановления; ΔЕ0Cu+2/Cu и ΔЕ0Zn+2/Zn - стандартные электродные потенциалы в вольтах (В); ΔЕ0Cu+2/Cu - ΔЕ0Zn+2/Zn = ΔЕ0 - стандартная ЭДС гальванического элемента; [Cu2+] и [Zn2+]- концентрации, соответственно, ионов меди и цинка в растворах CuSO4 и ZnSO4, в моль/л.Измерение ЭДС гальванических элементов. Прямым измерением разности потенциалов на клеммах гальванического элемента с помощью обычного вольтметра можно получить значение напряжения U, которое не равно ЭДС элемента, т.е. U < ЭДС. Разница между ЭДС и напряжением обусловлена падением напряжения внутри элемента при прохождении тока и другими эффектами. Поэтому измерение ЭДС обычно проводят компенсационным методом, при котором ток, протекающий через элемент равен нулю. Для этого к элементу от внешнего источника тока подводят ЭДС с противоположным знаком. В измерительную цепь включается также гальванометр для регистрации тока и вольтметр для измерения напряжения. В момент, когда выходное напряжение внешнего источника тока равно ЭДС гальванического элемента (момент компенсации ЭДС), ток в цепи равен нулю (стрелка гальванометра не отклоняется). Измеренное в этот момент вольтметром напряжение на клеммах гальванического элемента равно его ЭДС.

Заключение

При постоянном изменении окружающего мира во все сферы деятельности человека поступает огромное количество различных веществ, роль химических знаний становится очевидной, а их значение постоянно возрастает.Как уже было выяснено, окислительно-восстановительные процессы относятся к наиболее распространенным химическим реакциям и имеют большое значение в теории и практике. Окислительно-восстановительные процессы — один из важнейших процессов в природе. С этими реакциями связана жизнь любого живого существа: обменные процессы в организме, фотосинтез, распад и брожение. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать при сжигании топлива, коррозии металлов, электролизе и плавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и многие другие ценные химические вещества. Одни и те же реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах. Таким образом, окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой каждую секунду происходят химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.Изучение основ химии очень важно для специалистов большинства отраслей народного хозяйства: будущих врачей, химиков-технологов, биотехнологов, военных специалистов, агрономов, ветеринаров и др. Именно знание химических процессов может во многом обеспечить экологически грамотную отношение к природе и умелое обращение с веществами.
Список использованной литературы
1. Авдеева, Л.В. Биохимия: Учебник / Л.В. Авдеева, Т.Л. Алейникова, Л.Е. Андрианова; Под ред. Е.С. Северин. - М.: ГЭОТАР-МЕД, 2016. - 768 c.2. Алов, Н.В. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа. В 2-х т.: Учебник / Н.В. Алов. - М.: ИЦ Академия, 2016. - 768 c.3. Артемов, А.В. Физическая химия: Учебник для студентов учреждений высшего профессионального образования / А.В. Артемов. - М.: ИЦ Академия, 2016. - 288 c.4. Ауэрман, Т.Л. Основы биохимии: Учебное пособие / Т.Л. Ауэрман, Т.Г. Генералова, Г.М. Суслянок. - М.: НИЦ ИНФРА-М, 2018. - 400 c.5. Бабкина, С.С. Общая и неорганическая химия. Лабораторный практикум: Учебное пособие для бакалавров и специалистов / С.С. Бабкина, Р.И. Росин, Л.Д. Томина. - М.: Юрайт, 2016. - 481 c.