КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ.

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА. Автономные (переносные) химические источники тока подразделяются на первичные (гальванические элементы) и вторичные (аккумуляторы). Первичные источники после их истощения не заряжаются, а выбрасываются. Не удивительно, что их стоимость значительно ниже, чем у аккумуляторов, которые служат, например, в мобильных телефонах. Однако принцип действия у них один – окислительно-восстановительная химическая реакция, при которой электроны, переходящие от восстановителя к окислителю, и есть электрический ток.

В простейшем случае гальванический элемент состоит из разных металлических пластин, которые погружают в растворы их солей. Такая система дает возможность пространственного распределения окислительно- восстановительных процессов. На одной пластине процесс окисления, на другой восстановления. Электроны по внешней цепи передаются от восстановителя к окислителю. Электрод на котором протекают процессы восстановления – катод, а электрод на котором процессы окисления - анод. Катод – электрод с большим значением электродного потенциала, анод – электродный потенциал всегда меньше. По возможности или невозможности повторного использования химические источники тока делятся на: гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости протекающих в них реакций, невозможно перезарядить; электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) — перезаряжаемые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить; топливные элементы (электрохимические генераторы) — устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне, а продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно. Следует заметить, что деление элементов на гальванические и аккумуляторы до некоторой степени условное, так как некоторые гальванические элементы, например щелочные батарейки, поддаются перезарядке, но эффективность этого процесса крайне низка.

Типичным примером простейшего гальванического элемента является медноцинковый элемент, который состоит из медной и цинковой пластины погруженной в 1 молярные растворы сульфата цинка и меди. В результате на медном электроде водород не выделяется, а идет реакция восстановления ионов меди: Cu(2+) + 2e → Cu. Чтобы оба электролита не смешивались, Даниель разделил их пористой перегородкой из необожженной глины. Такое устройство впервые обеспечило длительное и равномерное действие гальванического элемента, а его ЭДС (электродвижущая сила) близка к теоретической и равна 1,09 В. Независимо аналогичный элемент был разработан российским ученым Б.С.Якоби. Характеристикой любого гальванического элемента является ЭДС, которая есть ни что иное как разность потенциалов катода и анода. При условиях если концентрация приэлектродного раствора равна 1 моль/л, а условия температуры не отличаются от нормальных, то для расчета ЭДС используют значение стандартного электродного потенциала. Например, ЭДС медно цинкового - электрода равно ∆Е=-0,34- (-0,76)=1,1В. если условия отличаются от нормальных, то для расчета используют значение электродного потенциала найденного с использованием уравнения Нернста.

Чем больше значение электродного потенциала, тем более интенсивнее протекает процессы. Значительно усовершенствовал гальванический элемент и сделал его удобным для практического использования французский инженер Жорж Лекланше. В качестве деполяризатора он использовал диоксид марганца, который на катоде восстанавливается, препятствуя выделению газообразного водорода: MnO2 + 4H(+) + 2e → Mn(2+) + 2H2O. Вначале электролитом служил водный раствор хлорида аммония; затем Лекланше стал использовать электролит, загущенный клейстером. Это революционным образом изменило дело: «сухие» элементы Лекланше перестали бояться случайного опрокидывания, их можно было использовать в любом положении. В отличие от гальванических элементов, в аккумуляторе используются обратимые химические реакции. Так, при разряде самого распространенного свинцового аккумулятора идет реакция PbO2 + Pb + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O; при заряде все эти реакции идут в обратном направлении. Поэтому аккумулятор можно заряжать с помощью внешнего источника тока. Аккумуляторы (например, для радио или мобильного телефона) заметно дороже гальванических элементов. Аккумуляторы дают примерно такое же напряжение, как и гальванические элемент.

ФАКТОРЫ ВЛИЯЮЩИЕ НА ПРОТЕКАНИЕ ОКИСЛ-ВОССТАН. РЕАКЦИЙ.

рН среда влияет на протекание окислительно - восстановительных реакций. Могут протекать в различных средах, при этом окислит.- восстан. способность в различных средах проявляется по разному. Соответственно могут изменяться продукты и направление протекания реакций. Как показывает практика в различных средах KMnO4 (перманганат калия): pH<7 кислая среда то Mn(+2); нейтральная среда pH=7, MnO2 (+4); щелочная среда pH>7 Mn (-1)O4(-2).

MnO4+8Н+5е→Mn+4Н2О.

Чем больше электронов принимают участие в полуреакции, тем более полно протекает процесс окисления или восстановления.

Направление окислительно- восстановительных реакций. Возможность протекания любой химической реакции характеризуется значением изобарно- изотермического потенциала. Между свободной энергией Гиббса и окислит - восстан. Реакцией существует взаимосвязь: ∆G=-nF∆E, где n- количество электронов, F- константа Фарадея, ∆E- разница потенциалов. ∆G<0, ∆E >0. Самопроизвольно будут протекать реакции у которых больше значение ЭДС (∆E). Эта закономерность соблюдается тогда, когда в реакции участвуют сильные окислители и восстановители сильные. Чем больше значение электродного потенциала, тем более сильным окислителем будет являться окисленная форма и слабым восстановителем восстановления форма.

Чем меньше значение электродного потенциала, тем более сильным восстановителем будет являться восстановленная форма и слабым окислителем окисленная форма.

КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Окислительно - восстановительные реакции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Виды окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные; внутримолекулярные, автоокисление.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: Zn(0) + 2HCl → Zn(+2)Cl2 + H2(0), Zn - восстановитель; HСl – окислитель. Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции. Во 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(+5)O3(-2) → 2KCl(-1) + 3O2(0), Cl+5 - окислитель; О-2 – восстановитель.

Исключение составляют реакции диспропорционирования. Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. Cl2(0) + 2KOH → KCl(+1)O + KCl(-1) + H2O.