Реакции с перенесением электронов. Электролиз. ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный. - презентация

1 Реакции с перенесением электронов. Электролиз

2 ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов.

3 Степень окисления бывает: «+», «-», «0». I. Степень окисления «0» - ноль: 1. Простые вещества: Н 2, Са, О 2, К… 2. Сложные в-ва (в сумме): Са +2 О -2 (+2 – 2 =0)

4 Табл. 1:Степени окисления элементов в соединениях: I – группа: С.О. +1 Na +1 Cl, K +1 Cl… II - группа: С.О. +2 Сa +2 Cl 2 … III - группа: С.О. +2 Al +3 Cl 3 … Кислород: С.О. -2 Na +1 2 О -2, Сa +2 О -2. Водород: С.О. +1, с металлами -1. F (фтор) С.О. -1, Cl (хлор) С.О -1 почти всегда.

5 Схема восстановления перманганат-иона (MnO 4 - ) в различных средах 2KMnO 4 +5Na 2 SO 3 +3H 2 SO 4 2MnSO 4 +K 2 SO 4 +5Na 2 SO 4 +3H 2 O 2KMnO 4 +3Na 2 SO 3 +H 2 O2MnO 2 +3Na 2 SO 4 +2KOH 2KMnO 4 +Na 2 SO 3 +2KOH2K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 +H 2 O MnO 4 - MnO 2 Mn 2+ MnO 4 2- OH - H2OH2O H+H+

6 А. Метод электронного баланса. Записывают уравнение в ионной форме: КмnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 = Перманганат калия содержит Mn +7, он может быть только окислителем. Нитрит калия содержит N +3, это промежуточный степень окисления и в этом случае, если Mn +7 – окислитель, то N +3 может быть только восстановителем. Восстановление Mn +7 в кислой среде может проходить до Mn +2, а окисление NO 2 - до NO 3 -. Запишем продукты реакции: Mn е = Mn окислитель; восстановление 10 N е = N восстановитель; окисление. Коэфициенты возле окислителя 2, возле восстановителя – 5: 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O

7 1. Для связывания атомов кислорода кислородвместимых ионов (молекул) используют: -в кислой среде: ионы Н + : MnO H + + 5e = Mn H 2 O -в нейтральной и щелочной среде: молекулы воды: CrO H 2 O + 3e = Cr OH - 2. Для увеличения атома кислорода используют: -в кислой и нейтральной среде: молекулы воды: AsO H 2 O – 2e = AsO H + -в щелочной среде: гидроксид-ионы ОН - : H 2 PO OH - -4e = PO H 2 O 3. Для увеличпения количества атомов водорода используют: -в кислой среде: ионы Н + : NO H + + 8e = NH 3 + 3H 2 O -в нейтральной и щелочной среде: молекулы воды: NO H 2 O + 6e = NH 3 + 7OH - 4. Для связывания атомов водорода используют: -в нейтральной и щелочной среде: гидроксид-ионы ОН - : AsH 3 + 9OH - -6e = AsO H 2 O -в кисломй среде: такой процесс проходит без участия сторонних ионов: N 2 H 4 – 4e = N 2 + 4H +

8 Сокрощаем Н 2 О и Н + в левой и правой части

9 Гальванический элемент Уравнение Нернста

10 Рівняння процессу Е о,В Алюміній AlO 2 – + 2H 2 O + 3e – = Al + 4OH – Al e – = Al Арсен H 3 AsO 4 + 2H + + 2e – = HAsO 2 + 2H 2 O AsO 4 3– + 2H 2 O + 2e – = AsO 2 – + 4OH – HAsO 2 + 3H + + 3e – = As + 2H 2 O AsO 2 – + 2H 2 O + 3e – = As + 4OH – As + 3H + + 3e – = AsH 3 Бісмут Bi e – = Bi Бром Br 2 + 2e – = 2Br – Гідроген 2H + + 2e – = H 2 Йод 2IO 3 – + 12H e – = I 2 + 6H 2 O 2IO 3 – + 6H 2 O + 10e – = I OH – I 2 + 2e – = 2I – Кобальт Co e – = Co Купрум Cu e – = Cu Cu(OH) 2 + 2e – = Cu + 2OH – –2,35 –1,663 +0,56 –0,71 +0,234 –0,68 –0,60 +0,317 +1,087 0, ,19 +0,21 +0,536 –0,29 +0,345 –0,22 Рівняння процессуЕ о,В Манган MnO 4 – + e – = MnO 4 2– MnO 4 – + 2H 2 O + 3e – = MnO 2 + 4OH – MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn H 2 O MnO 4 2– + 2H 2 O + 2e – = MnO 2 + 4OH – MnO 2 + 4H + + 2e – = Mn H 2 O Нітроген NO 3 – + 2H + + e – = NO 2 + H 2 O NO 3 – + 3H + + 2e – = HNO 2 + H 2 O NO 3 – + H 2 O + 2e – = NO 2 – + 2OH – NO 3 – + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O HNO 2 + H + + e – = NO + H 2 O N 2 + 4H 2 О + 4e – = N 2 H 4 + 4OH – N 2 H 4 + 4H 2 O + 2e – = 2NH 4 OH + 2OH – Оксиген O 2 + 4H + + 4e – = 2H 2 O O 2 + 2H + + 2e – = H 2 O 2 H 2 O 2 + 2H + + 2e – = 2H 2 O Селен H 2 SeO 3 + 4H + + 4e – = Se + 3H 2 O Стибій SbO 2 – + 2H 2 O + 3e – = Sb + 4OH – +0,564 +0,60 +1,51 +0,60 +1,23 +0, –0,01 +0,957 +0,99 –1,15 +0,1 +1,229 +0,682 +1,77 +0,744 –0,675

11 УравненияЕ о,В Сульфур SO 4 2– + 4H + + 2e – = H 2 SO 3 + H 2 O SO 4 2– + H 2 O + 2e – = SO 3 2– + 2OH – SO 4 2– + 2H + + 2e – = SO 3 2– + H 2 O SO 4 2– + 10H + + 8e – = H 2 S + 4H 2 O SO 4 2– + 8H + + 8e – = S 2– + 4H 2 O SO 3 2– + 3H 2 O + 4e – = S + 6OH – S + 2H + + 2e – = H 2 S S + 2e – = S 2– Ферум Fe 3+ + e – = Fe 2+ Фосфор HPO 3 2– + 2H 2 O + 2e – = H 2 PO 2 – + 3OH – H 2 PO 2 – + e – = P + 2OH – Хлор ClO 4 – + 4H 2 O + 8e – = Cl – + 8OH – ClO 4 – + 8H + + 8e – = Cl – + 8H 2 O ClO 3 – + 6H + + 6e – = Cl – + 3H 2 O ClO 3 – + 3H 2 O + 6e – = Cl – + 6OH – HClO + H + + 2e – = Cl – + H 2 O ClO – + H 2 O + 2e – = Cl – + 2OH – Cl 2 + 2e – = Cl – +0,17 –0,93 +0,22 +0,31 +0,149 –0,66 +0,171 –0,476 +0,771 –1,57 –2,05 +0,56 +1,38 +1,45 +0,63 +1,5 +0,88 +1,359 УравненияЕ о,В Хром Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – = 2Cr H 2 O CrO 4 2– + 8H + + 3e – = Cr H 2 O CrO 4 2– + 4H + + 3e – = CrO 2 – + 2H 2 O CrO 4 2– + 4H 2 O + 3e – = Cr(OH) 3 + 5OH – Cr(OH) 3 + 3e – = Cr + 3OH – Cr e – = Cr Цинк Zn e – = Zn Zn(OH) 2 + 2e – = Zn + 2OH – ZnO 2 2– + 2H 2 O + 2e – = Zn + 4OH – +1,33 +1,477 +0,945 –0,13 –1,3 –0,74 –0,764 –1,245 –1,216

12 Электрохимический ряд металлов металл Li + /Li Rb + /Rb K + /K Cs + /Cs Ra 2+ /Ra Ba 2+ /Ba Sr 2+ /Sr Ca 2+ /Ca Na + /Na Ac 3+ /Ac La 3+ /La Y 3+ /Y E °,В 3,045 2,925 2,924 2,923 2,916 2,905 2,888 2,864 2,771 2,600 2,522 2,372 Mg 2+ /Mg Sc 3+ /Sc Be 2+ /Be Al 3+ /Al Ti 3+ /Ti Mn 2+ /Mn Cr 2+ /Cr Zn 2+ /Zn Ga 3+ /Ga Fe 2+ /Fe Cd 2+ /Cd In 3+ /In Co 2+ /Co 2,370 2,077 1,847 1,700 1,208 1,192 0,852 0,763 0,560 0,441 0,404 0,338 0,277 Ni 2+ /Ni Sn 2+ /Sn Pb 2+ /Pb H + /H 2 Sb III /Sb Re III /Re Bi III /Bi Cu 2+ /Cu Hg 2+ /Hg Ag + /Ag Rh 3+ /Rh Pd 2+ /Pd Pt II /Pt Au + /Au 0,234 0,141 0,126 ±0,000 +0,240 +0,300 +0,317 +0,338 +0,796 +0,799 +0,800 +0,915 +0,963 +1,691

13 Электролиз расплавов электролитов Электролиз расплавов растворов Схема электролиза расплава NaCl: NaClNa+ + Cl- на аноде: 2Cl - - 2e = Cl 2 на катоде: 2Na + + 2e = 2Na 2Na + + 2Cl - 2Na +Cl 2 2NaCl 2Na + Cl 2

14 Терминология Электро́лиз физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

15

16 Примеры электролиза расплавов:

17 Примеры электролиза растворов солей:

18 Электролиз воды

19 ТЕХНИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА Электролиз нашел широкое применение в технике, например в металлургии, химической промышленности и т. д.

20 1. Покрытие металлов слоем другого металла при помощи электролиза (гальваностегия).

21 2. Получение копий с предметов при помощи электролиза (гальванопластика). 3. Рафинирование (очистка) металлов.

22 Схематическое изображение электрохимической ячейки для исследования электролиза

23 Схема электролиза расплава NaCl

24

25

26

27 Электролиз CuCl 2

28 Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Ag Hg Pt Au Электролиз растворов электролитов I III II ІКатионы Ме (от Li до Al включительно) не восстанавливаются, а восстанавливается только Н + и Н 2 О 2Н + +2 еН 2 2Н 2 О+2 е Н 2 +2ОН - ІІКатионы Ме (от Mn до Pb включительно) восстановляются одновременно с Н 2 О Zn 2+ +2e Zn 0 Pb 2+ +2e Pb 0 2Н 2 О+2 е Н 2 +2ОН - ІІІКатионы Ме (от Cu до Au включительно) легко полностью восстанавливаются Cu 2+ +2e Cu 0 Au 2+ +2e Au 0 Процессы на катоде

29 Процессы на аноде Cl -, Br -, I -, S 2-, CN - Анионы бескислородных кислот, кроме F -, легко окисляются 2Cl -2e Cl 2 SO 4 2-, NO 2 -, NO 3 -, PO 4 3-, ClO 4 - Анионы кислородсодержащих кислот не окисляются. В процессе участие берет ОН - и молекулы Н 2 О 4ОН е О 2 +2Н 2 О 2Н 2 О – 4 е О 2 +4Н +

30