Химия. ЦУ (ценные указания) Окислительно восстановительные реакции метод электронного баланса
Данный метод основан на представлении о степени окисления атома в веществе. Степень окисления - это условный заряд атома, найденный исходя из предположения, что все связи в веществе чисто ионные. Степень окисления обозначается арабской цифрой со знаком (+) или (-).
1. Написать схему реакции. Схема реакции - это условное химическое выражение, в котором слева указаны исходные вещества, справа - известные продукты реакции. Между правой и левой частями схемы ставится знак “стрелка”. Схема может быть полной (известны все продукты) и неполной (известна только часть продуктов). Метод электронного баланса позволяет работать только с полными схемами. Единственным веществом, которое можно не указывать в схеме является вода.
Пример: Cu + HNO 3 ® Cu(NO 3) 2 + NO + . . . .
(многоточие означает, что в правой и левой части окончательного уравнения может появиться вода).
2. Над каждым атомом в схеме поставить степени окисления:
3. Найти атомы, изменившие свои степени окисления. Составить для них уравнения электронных переходов:
Cu 0 + H +1 N +5 O ® Cu +2 (N +5 O ) 2 + N +2 O -2 + . . . .
Cu 0 - 2 = Cu +2 ,
N +5 + 3 = N +2 .
4. Сделать электронный баланс (подобрать коэффициенты, на которые нужно умножить уравнения электронных переходов, чтобы число электронов, ушедших от восстановителей, было равно количеству электронов, принятых окислителем).
Cu 0 - 2 = Cu +2 3
N +5 + 3 = N +2 2
Из электронного баланса следует, что в левой части полученного уравнения на каждые 3 атома восстановителя (Cu +2) должно приходиться 2 атома окислителя (N +5). В правой части будущего уравнения на 3 атома Cu +2 должно приходиться 2 атома N +2 .
5. В схеме реакции поставить первые коэффициенты в соответствии с электронным балансом (там, где это возможно!).
3Cu + HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .
Обратите внимание: из четырех теоретически возможных коэффициентов указаны только три. Перед азотной кислотой коэффициент пока неизвестен, т.к. N +5 ведет себя сложным образом: с одной стороны принимает участие в ОВР (это учтено в электронном балансе), а с другой - переходит без изменений в нитрат меди (Сu(NO 3) 2) (это не учтено в электронном балансе, т.к. при этом степень окисления азота не меняется).
6. Уравнять по всем атомам, кроме водорода и кислорода. При этом произвольное изменение коэффициентов, полученных из электронного баланса недопустимо.
3Cu + 8 HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + . . . .
7. Уравнять по водороду. Это делается только одним способом: добавлением соответствующего числа молекул воды в ту часть схемы, где водорода не хватает. В данном примере слева 8 атомов водорода, а справа - нуль. Молекула Н 2 О содержит 2 атома водорода:
3Cu + 8HNO 3 ® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
8. Полученное выражение должно быть уравнением ОВР, если до того не было допущено ошибки. Необходимо проверить данное уравнение по кислороду. Если справа и слева количество атомов кислорода одинаково, вместо “стрелки” ставим знак “равно” (это уравнение). Если по кислороду не сошлось, то следует повторить уравнивание, начиная с пункта 1.
Окончательное уравнение:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение. Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.
Метод электронного баланса
В его основе лежит следующее правило : общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .
В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.
- Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO 4 — восстанавливается до Mn 2+ ():
- Далее определим какие из соединений являются ; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:
Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем . Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем .
- Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе .
S +4 – 2e — = S +6 ¦ 5
Mn +7 +5e — = Mn +2 ¦ 2
Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:
- Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
- Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.
Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:
5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
- Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.
Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.
По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.
В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO 4 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO 3 2- → 5SO 4 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO 4 2- — 5SO 4 2- = 3SO 4 2- .
Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
- Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты
6H + + 3O -2 = 3H 2 O
Окончательный вид уравнения следующий:
Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.
Ионно-электронный метод (метод полуреакций)
Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде , а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления , а также характеризующие среду, частицы: H + — кислая среда , OH — — щелочная среда и H 2 O – нейтральная среда.
Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.
- Сначала необходимо составить схему реакции : записать вещества в начале и конце реакции:
Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
- Запишем уравнение в ионном виде , сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:
SO 3 2- + MnO 4 — + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2 O
- Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.
В приведенной реакции окислитель — MnO 4 — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4 — , который, соединяясь с H + , образует воду:
MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O
Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO 4 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO 3 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :
SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H +
- Находим коэффициент для окислителя и восстановителя , учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:
MnO 4 — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 окислитель, процесс восстановления
SO 3 2- + H 2 O — 2e — = SO 4 2- + 2H + ¦5 восстановитель, процесс окисления
- Затем необходимо просуммировать обе полуреакции , предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:
2MnO 4 — + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +
Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:
2MnO 4 — + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O
- Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH
В ионном виде уравнение принимает вид:
SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —
Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO 4 — , а восстановителем SO 3 2- .
В нейтральной и слабощелочной среде MnO 4 — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО 2 . SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnО 2 + 4OH — ¦2 окислитель, процесс восстановления
SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦3 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH
И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.
Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
В ионном виде уравнение принимает вид:
SO 3 2- + MnO 4 — + OH — = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O
В щелочной среде окислитель MnO 4 — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО 4 2- . Восстановитель SO 3 2- — окисляется до SO 4 2- , отдав 2 электрона.
Полуреакции имеют следующий вид:
MnO 4 — + e — = MnО 2 ¦2 окислитель, процесс восстановления
SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 восстановитель, процесс окисления
Запишем ионное и молекулярное уравнения , учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:
SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH
Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.
Категории ,
Восстановители |
Окислители |
металлы, водород, уголь |
галогены |
оксид углерода (II) CO |
оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7 |
сероводород H 2 S |
оксид марганца (IV) - MnO 2 |
сульфид натрия Na 2 S |
перманганат калия - KMnO 4 |
оксид серы (IV) - SO 2 |
манганат калия - K 2 MnO 4 |
сернистая кислота - H 2 SO 3 и ее соли |
оксид хрома (VI) - CrO 3 |
тиосульфат натрия - Na 2 S 2 O 3 |
хромат калия - K 2 CrO 4 |
иодоводородная кислота - HI |
дихромат калия - K 2 Cr 2 O 7 |
бромоводородная кислота - HBr соляная кислота – HCl хлорид олова (II) - SnCl 2 сульфат железа (II) - FeSO 4 сульфат марганца (II) - MnSO 4 сульфат хрома (III) - Cr 2 (SO 4) 3 азотистая кислота - HNO 2 аммиак NH 3 гидразин N 2 H 4 оксид азота (II) NO фосфористая кислота - H 3 PO 3 ортомышьяковистая кислота - H 3 AsO 3 гексацианоферрат (II) калия - K 4 |
азотная кислота - HNO 3 кислород - О 2 озон - О 3 пероксид водорода - Н 2 О 2 серная кислота - H 2 SO 4 (конц.) селеновая кислота - H 2 SeO 4 оксид меди (II) - CuO оксид серебра (I) - Ag 2 O оксид свинца (IV) - PbO 2 ионы благородных металлов (Ag+, Au 3+ и др.) висмутат натрия - NaBiO 3 персульфат аммония - (NH 4) 2 S 2 O 8 гексацианоферрат (III) калия –K 3 хлорид железа (III) – FeCl 3 гипохлориты, хлораты, перхлораты царская водка смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот |
9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
Характер среды (кислотный, нейтральный, щелочной) влияет на ОВР. В разных средах при взаимодействии одних и тех же веществ могут получаться различные продукты. В этом мы убедились на примерах, рассмотренных в разделе 9.1, где окислителем является перманганат – ион MnO:
окисленная форма восстановленная форма
кислая среда Mn 2+ б/ц или слабо-розовая
рн 7 окраска р-ра
7 нейтральная среда +4
MnO рн 7 MnO 2 (бурый осадок)
щелочная среда (MnO 4) 2- (зелёная окраска
рн 7 раствора)
Перманганат–ион окислительные свойства в большей степени проявляет в кислой среде (большее понижение степени окисления).
Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную (хлороводородную) кислоты применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия или натрия.
Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:
кислая среда pн 7
H 2 O 2 + 2H + + 2e - = H 2 O
нейтральная среда
щелочная среда H 2 O 2 + 2e - = 2OH -
Здесь H 2 O 2 выступает как окислитель. Например:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O
2 Fe 2+ - e - = Fe 3+
1 H 2 O 2 + 2H + + 2e = 2 H 2 O
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + = 2Fe 3+ + 2 H 2 O
Однако, с очень сильным окислителем, таким, как KMnO 4 , пероксид водорода взаимодействует как восстановитель:
H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +
Например:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
5 H 2 O 2 - 2e - = O 2 + 2H +
2 MnO - 4 + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O
5 H 2 O 2 + 2 MnO - 4 + 6H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O
Хром в своих соединениях имеет устойчивые с.о. (+6) и (+3). В первом случае соединения хрома (хромат-, дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором – восстановителей. Хромат и дихромат-ионы – сильные окислители, восстанавливаются до соединений Cr 3+ :
окисленная форма восстановленная форма
Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?
В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .
Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.
Существуют два метода составления окислительно - восстановительных
реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим
метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в
продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число
электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов
реакции. Рассмотрим этот метод на примере.
Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O |
Алгоритм расстановки коэффициентов |
1.Указываем
степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления. |
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За
вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и
восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в
красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем
коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять
коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. |
Рассмотрим более сложное уравнение: |
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O |
Расставляем степени окисления химических элементов: |
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции |
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
Al – 3e - = Al 3+
Fe 2+ - e - = Fe 3+
H 2 – 2e - = 2H +
2Cl - - 2e - = Cl 2
При окислении степень окисления повышается .
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
S + 2е - = S 2-
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
Fe 3+ + e - = Fe 2+
При восстановлении степень окисления понижается .
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .
Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .
4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции
Тренажёр №2 Метод электронного баланса
Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7
№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:
А) H 2 S → SO 2 → SO 3
Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?
На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?
№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:
А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2
Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
№4.
Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 +
S + NO + H 2 O
K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.
В основе метода электронного баланса лежит правило:
Общее число электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.
Составить схему реакции
Определить, атомы каких элементов изменяют степени окисления
KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
Р +3 – 2е = Р +5 окисление;
Mn +7 + 5e = Mn +2 восстановление.
4. В электронных уравнениях подобрать такие коэффициенты, чтобы число электронов, которые отдает восстановитель (Р +3), было равно числу электронов, которые присоединяет окислитель (Mn +7):
восстановитель Р +3 – 2е = Р +5 5 окисление;
окислитель Mn +7 + 5e = Mn +2 2 восстановление.
5Р +3 + 2 Mn +7 = 5Р +5 + 2 Mn +2 .
Перенести эти коэффициенты в схему реакции. Затем подобрать коэффициенты перед формулами других веществ в уравнении реакции
2KMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Правильность составления уравнения определяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.
Встречаются реакции, в которых число частиц, изменяющих свою степень окисления, больше двух. Тогда определяют общее число электронов, отданных восстановителями, и общее число электронов, принятых окислителями, и далее находят коэффициенты обычным способом. Например:
2 -1 +7 +3 0 +2
FeCl 2 + KMnO 4 + HCl → FeCl 3 + Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O;
Fe +2 – 1e = Fe +3
5 │ 3процессы окисления;
2Cl - - 2e = Cl
3 │ Mn +7 + 5e = Mn +2 процесс восстановления;
Fe +2 , Cl -1 – восстановители; Mn +7 – окислитель;
5FeCl 2 + 3KMnO 4 + 24HCl = 5FeCl 3 + 5Cl 2 + 3MnCl 2 + 3KCl + 12H 2 O.
Электродные потенциалы. Гальванические элементы
Двойной электрический слой. Электродный потенциал
При погружении металлической пластины в раствор соли данного металла (электрод или полуэлемент) может происходить один из двух процессов:
1. Если металл является активным восстановителем (т. е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:
Me 0 + mH 2 О → Me n+ mН 2 О + п.
в растворе на электроде
Или без учета гидратации ионов:
Ме 0 → Ме n + + п.
В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно. Таким образом на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС), как это показано на рис. 1.
Рис. 1. Образование двойного электрического слоя на границе
Металл – раствор его соли Me m Ac n:
a – в результате перехода ионов металла в раствор;
б – в результате перехода ионов металла из раствора
2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счет имеющихся в ней свободных электронов:
Me n + + п → Ме 0 .
В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, как это показано на рис. 1 б. Таким образом, и в этом случае возникает ДЭС.
Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл-раствор, называется электродным потенциалом.
Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.
Водородный электрод представляет из себя сосуд с серной кислотой (рис. 2), в который опущена платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой платиной, через которую пропускается водород.
Рис. 2. Стандартный водородный электрод
Водород растворяется в платине и частично переходит в раствор в виде катионов водорода:
2Н + + 2Н 2 .
Принято считать потенциал водородного электрода равным нулю при условии, что давление в сосуде 10 5 Па, температура 298 К, а концентрация Н + в растворе серной кислоты – 1 г-ион/л. Такой электрод называется стандартным.
Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е 0).
Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов), представленный в таблице.
Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.
Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую активность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.
Металлический литий Li – самый сильный восстановитель, а золото Аu – самый слабый. Ион золота Au 3+ – самый сильный окислитель, ион лития Li + – самый слабый.
На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов.
Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстановителями.
Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.
Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, т. е. являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Электрохимический ряд напряжений металлов
Электродная реакция | ||
Li = Li + + | ||
Rb = Rb + + | ||
K = K + + | ||
Ba = Ba 2+ + 2 | ||
Sr = Sr 2+ + 2 | ||
Ca = Ca 2+ + 2 | ||
Na = Na + + | ||
Mg = Mg 2+ + 2 | ||
Al = Al 3+ + 3 | ||
Zr = Zr + + | ||
Mn = Mn 2+ + 2 | ||
V = V 2+ + 2 | ||
Cr = Cr 2+ + 2 | ||
Zn = Zn 2+ + 2 | ||
Cr = Cr 3+ + 3 | ||
Fe = Fe 2+ + 2 | ||
Cd = Cd 2+ + 2 | ||
Co = Co 2+ + 2 | ||
Ni = Ni 2+ + 2 | ||
Sn = Sn 2+ + 2 | ||
Pb = Pb 2+ + 2 | ||
Fe = Fe 3+ + 3 | ||
H 2 = 2H + + 2 |