Завдання для самоконтролю

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Вкажіть типи окисно-відновних реакцій.

3. Які речовини в окисно-відновних реакціях називаються відновниками, а які – окисниками?

4. Визначте ступінь окиснення Хрому в наступних сполуках: К₂СrО₄, Сr₂О₃, СrО₃, К₂Сr₂О₇, Сr₂(SО₄)₃.

5. Вкажіть, які із приведених процесів являють собою окиснення, а які – відновлення: S → SO ; S → S ; Sn → Sn ; К → К⁺; Вr₂ → 2Вr ; 2Н⁺ → Н₂; Н₂ → 2Н^–; СI^– → СIО ; SO  → SO ; IО → I₂ ; МnО → МnО .

6. Дорівняйте реакції методом електронного балансу. До якого типу окисно-відновних реакцій відносяться рівняння?

а) КМnО₄ + КОН → К₂МnО₄ + О₂ + Н₂О;

б) NН₄NО₂ → N₂ + Н₂О;

в) NаОН + S → Nа₂S + Nа₂SО₃ + Н₂О;

г) Р + КОН + Н₂О → РН₃ + КН₂РО₂;

д) Н₂О₂ → О₂ + Н₂О;

є) КМnО₄ + МnSО₄ + Н₂О → МnО₂ + К₂SО₄ + Н₂SО₄;

е) Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O;

ж) NH₄NO₃ → N₂O + H₂O;

з) H₂S + HNO₃ → S + NO₂ + H₂O;

і) Аg + HNO₃ → AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

7. Закінчіть і зрівняйте рівняння реакцій, вкажіть окисник і відновник:

а) Мn(ОН)₂ + Сl₂ + КОН → МnО₂ + ...

б) МnО₂ + О₂ + КОН → К₂МnО₄ + ...

в) РbS + НNО₃ → РbSО₄ + NО₂ + ...

г) КМnО₄ + FeSО₄ + Н₂SО₄ →

д) К₂Cr₂О₇ + НCl →

е) Н₂S + К₂Cr₂О₇+ Н₂SО₄ →.

Розділ 4.2. Електрохімічні процеси

4.2.1. Електрохімічні поняття. Електродний потенціал

Електрохімія – розділ хімії, у якому вивчають закономірності взаємного перетворення електричної та хімічної енергії. Подібні перетворення здійснюються в електрохімічних системах, складовими частинами яких є:

1) електроліт (провідник другого роду), який забезпечує проходження електричного струму і містить речовини, здатні окиснюватися або відновлюватися на електродах;

2) електроди, що забезпечують контакт із електролітом та обмін електронами з учасниками реакції;

3) зовнішній ланцюг (провідник першого роду) – металічний провідник, який з’єднує електроди.

Електрохімічні реакції є окисно-відновними гетерогенними реакціями, які перебігають на електродах, тобто на межі поділу двох фаз.

При зануренні металічної пластинки у воду під впливом її полярних молекул катіони металу переходять до рідкої фази. Металічна поверхня набуває негативного заряду, який створюється залишеними на ній електронами. Унаслідок цього виникає електростатичне притягання між йонами, які перейшли в розчин, і поверхнею металу, що має протилежний заряд. Це перешкоджає подальшому перебігу процесу йонізації і викликає зворотний процес – відновлення йонів металу. Коли швидкості йонного обміну в обох напрямках стають однаковими, в системі встановлюється рухома окисно-відновна рівновага:

Ме + mH₂O ⇄ Me(H₂O) + n

або спрощено

Ме ⇄ Me + n .

На поверхні металічної пластинки виникає подвійний електричний шар. Різницю потенціалів, яка виникає між металом та водним середовищем у стані рівноваги, називають рівноважним електродним потенціалом або потенціалом електроду.

При зануренні металу в розчин його солі також виникає подвійний електричний шар, але в цьому випадку можливі два механізми його утворення. Якщо концентрація катіонів металу в розчині не досягає рівноважної або метал досить активний, то рівновага процесу окиснення металу зміщується праворуч, металічна пластинка заряджується негативно. Якщо концентрація катіонів металу в розчині перевищує рівноважну або метал малоактивний, то рівновага зміщується ліворуч, металічна пластинка заряджується позитивно.

Різниця потенціалів, яка виникає між металом та розчином є електродним потенціалом, який позначають  . Потенціал металу в розчині його солі записують як ( – окиснена форма металу, – відновлена форма металу, риска – поверхня розділу „метал-розчин”). Потенціалу приписують той знак, який виникає на металі в подвійному електричному шарі.

Величина електродного потенціалу для металічних електродів залежить від природи металу, концентрації його йонів у розчині електроліту та температури й обчислюється за рівнянням Нернста:

(4.1)

де ⁰ – стандартний електродний потенціал (потенціал, який виміряно за стандартних умов:  = 1 моль/л, р = 101,325 кПа, Т = 298 К); R = 8,314 Дж/(К·моль); T – абсолютна температура, К; z – заряд йону металу; F = 96485 Кл/моль, стала Фарадея; – концентрація йонів металу в розчині, моль/л.

При Т = 298 К рівняння Нернста має вигляд:

. (4.2)

Абсолютне значення потенціалу окремого електрода виміряти неможливо, оскільки він реалізується в різних фазах. Його вимірюють відносно величини потенціалу іншого електрода, який називають електродом порівняння. Найчастіше для цієї мети використовують нормальний водневий електрод, для якого стандартний потенціал умовно приймають за . Водневий електрод складається з платівки з платини, електрохімічно вкритої губчастою платиною, зануреної в розчин кислоти, крізь який пропускається водень. На електроді протікає реакція:

2Н + 2 ⇄ Н .

Потенціал нормального водневого електрода розраховується за рівнянням:

. (4.3)

У разі стандартних умов, коли = 1 моль/л, атм:

. (4.4)

Оскільки pН = –lg , то

. (4.5)

Більшість стандартних електродних потенціалів визначають експериментально, але для лужних та лужно-земельних металів електродний потенціал обчислюють лише теоретично. Це пояснюється тим, що дані метали взаємодіють із водою.

Значення стандартних електродних потенціалів металів, що розміщені в порядку зростання, утворюють ряд, який називають рядом стандартних електродних потенціалів або електрохімічним рядом напруг (додаток 8). Стандартний електродний потенціал є мірою хімічної активності металу. Положення того чи іншого металу в електрохімічному ряді напруг характеризує відновну здатність металів та окиснювальну здатність їх йонів у водних розчинах. Чим менше алгебраїчна величина потенціалу, тим вище відновна здатність цього металу.