Окислительно-восстановительные реакции (часть 2)

Типы окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные
окислительно-
восстановительные реакции
Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
0
+2
+5
+4

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Типы окислительно-восстановительных реакций
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
-3
0
+6
+3

Типы окислительно-восстановительных реакций
Реакция диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)
+5
-1
+7

Реакция конпропорционирования
(репропорционирования)
Типы окислительно-восстановительных реакций
5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 = 3Br2 + 3Na2SO4 +3H2O
-1
0
+5

Направление окислительно-восстановительных реакций
ΔE = -ΔG/nF ∆G= -nF·ΔE
ΔE = φокислителя - φвосстановителя

Направление окислительно-восстановительных реакций
ΔE = -ΔG/nF ∆G= -nF·ΔE
ΔE = φокислителя - φвосстановителя
Процесс возможен, если φок-ля > φв-ля

Направление окислительно-восстановительных реакций
ΔE = -ΔG/nF ∆G = -nF·ΔE
ΔE характеризует полуреакцию восстановления окислителя и называется окислительно-восстановительным потенциалом

Таблица стандартных окислительно-восстановительных потенциалов

Определим возможность окисления бромом Fe2+ до Fe3+

Определим возможность окислить ионом Fe3+
CI -, Br - ,J -

Уравнение Нернста
В. Нернст
(1864-1941)

Влияние среды на величину потенциала
Потенциал тем больше, чем кислее раствор

Формы представления потенциалов
1. Таблица

Формы представления потенциалов
2. Диаграмма Латимера
при рН = 0
при РН=14

Формы представления потенциалов
2. Диаграмма Латимера
при рН = 0
а)Расчет потенциала окислительно-восстановительной пары
+7
+4

Формы представления потенциалов
2. Диаграмма Латимера
при рН = 0
б) Определение возможности реакции диспропорционирования
Процесс возможен, если: ΔE = E2 - E1 > 0: 0.60 - 0.56 = 0.04
∆G⁰ = -nF·ΔE = -2∙96500 ∙0,04 = -7,72 кДж – процесс возможен

Формы представления потенциалов
3. Диаграмма Фроста (графическое изображение рядов Латимера)
рН = 0
рН = 14

Формы представления потенциалов
3. Диаграмма Фроста (графическое изображение рядов Латимера)
рН = 0
рН = 14

Формы представления потенциалов
3. Диаграмма Фроста (графическое изображение рядов Латимера)
рН = 0
рН = 14

Диаграмма Фроста для серы и селена (рН = 0)
+
H2SeO4
H2SeO3
H2Se
H2SO4
H2SO3
H2S
2 SO2 + H2SeO3+ H2O = Se + 2 H2SO4
H2SeO3 более сильный окислитель, чем H2SO3
+4

Формы представления потенциалов
4. Диаграмма Пурбе

К.т.н., доцент Рогалева Елена Валерьевна
Российский Государственный Университет нефти и газа имени И. М. Губкина
Кафедра общей и неорганической химии
ЛЕКЦИЯ 16
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Возникновение электродного потенциала
ДЭС

Стандартный водородный электрод
2- платиновая пластина, покрытая высокодисперсной платиной (платиновой чернью);
5 - 1 М раствор серной кислоты, заливаемой в сосуд 1 через трубку 3 с краном 4;
6 - трубка с краном для подачи водорода при давлении 101,3 кПа и температуре 25ºС;
7- водяной затвор

Каломельный электрод
Хлорсеребряный электрод
Другие электроды сравнения

Схема измерения стандартного потенциала металла
А(-)Zn¦Zn2+|| 2H+ ¦ Pt,H2(+)К

Схема измерения стандартного потенциала металла
А(-)Zn¦Zn2+|| 2H+ ¦ Pt,H2(+)К
(-) А Zn - 2e → Zn2+
(+) К 2Н+ +2e → Н2
ЭДС = Е⁰ (Zn2+/ Zn) = -0,76В
С малоактивными металлами: А(-)Pt,H2¦ 2H+ || CuSO4¦Cu (+)К
(-) А Н2 - 2e → 2Н+
(+) К Cu2+ +2e → Cu
ЭДС = Е⁰ (Cu2+/ Cu) = +0.34В

Ряд активности металлов
Н. Н. Бекетов
(1827-1911)

Гальванические элементы

Гальванические элементы
на аноде:
на катоде:
Полная схема ГЭ А(-)Zn¦ZnSO4||CuSO4 ¦ Cu(+)К
E (ЭДС) = φк – φа = 0,34 – 0,76 = 1,1В

Гальванические элементы
Концентрационный элемент
Уравнение Нернста

Батареи и промышленные источники тока
Сухой гальванический элемент Ж. Лекланше
Ж. Лекланше
(1839-1882)

Батареи и промышленные источники тока
Сухой гальванический элемент Г.Э. Лекланше
(-) Zn |NH4Cl| MnO2,C (+) Eэ = 1,56В

Батареи и промышленные источники тока
Сухой гальванический элемент Г.Э. Лекланше
(-) Zn |NH4Cl| MnO2,C (+) Eэ = 1,56В
Токообразующая реакция элемента
Zn + 2MnO2 + 2NH4CI = [Zn(NH3)2]CI2 + Mn2O3+ H2O
(А) Zn(тв.) = Zn2+(водн.) + 2e-
(К) 2MnO2(тв.)+ 2NH4+(водн.) + 2e- =
Mn2O3(тв.) + 2NH3(водн.) + H2O(ж.)

Батареи и промышленные источники тока

Батареи и промышленные источники тока
Аккумуляторы. Свинцовый аккумулятор
Pb |H2SO4| PbO2 , ЭДС≈ 2В

Батареи и промышленные источники тока
Аккумуляторы. Свинцовый аккумулятор
На аноде:
Pb(тв.) + SO42-(водн.) - 2e- = PbSO4(тв.)
На катоде:
PbO2(тв.) + 4H+(водн.) + SO42-(водн.) + 2e- = PbSO4(тв.) + 2H2O(ж.)
При зарядке
на «-» электроде
PbSO4+ 4H++ 2e- = Pb + Н2SO4
на «+» электроде
PbSO4+ SO42--2e- =Pb(SO4)2
Pb(SO4)2 + 2H2O = PbO2 + 2Н2SO4

Батареи и промышленные источники тока
Топливные элементы
На катоде: O2(г.) + 2H2O(ж.) + 4e- = 4OH-(водн.)
2H2(г.) + O2(г.) = 2H2O(ж.)
На аноде: 2H2(г.) + 4OH-(водн.) - 4e- = 2H2O(ж.)
(-)Ni¦ Н2|KOH (30-40%)|O2¦Ni(+)

Батареи и промышленные источники тока
Топливные элементы