Понятие редокс-потенциала и направление реакции ОВР

⇐ ПредыдущаяСтр 12 из 15Следующая ⇒

Для реакций, протекающих в растворах, стремление к переходу электронов от одних атомов или ионов к другим характеризуется их окислительно-восстановительными потенциалами.

Окислительно-восстановительный потенциал (Red-Ox потенциал) – это равновесная разность потенциалов, возникающая между электродом и раствором в результате их взаимодействия.

Значения Red-Ox потенциалов для стандартных условий ( ) приводятся в справочниках.

Чем меньше величина Red-Оx потенциала, тем сильнее восстановительные свойства. Чем больше величина Red-Ox потенциала, тем выше окислительные свойства атомов, ионов, молекул.

Например, для процесса , ,

т. е. калий – сильный восстановитель.

Для процесса , ,

т. е. фтор – сильный окислитель.

Величина электродного потенциала (Е) зависит от природы электрода, концентрации (С) или от активности (а) ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

, (11.1)

где – стандартный электродный потенциал (приводится в справочниках); R – универсальная газовая постоянная; n – число электронов, участвующих в реакции; F – число Фарадея; Т – температура, К; С – концентрация, моль/л.

Зная стандартные потенциалы окислителя и восстановителя, можно рассчитать ЭДС реакции как их разность:

11.2

Если разность потенциалов окислителя (окисл) и восстановителя (восст) положительна (> 0), то реакция идет в заданном направлении.

Возможность осуществления ОВР определяет изобарно-изотермический потенциал Δ G. Величина Е и значение Δ G связаны между собой:

Δ G = – nFE. (11.3)

Таким образом, зная Red-Ox потенциалы, можно предвидеть направление окислительно-восстановительных реакций: реакция протекает в выбранном направлении, если разность потенциалов положительна, а Δ G< 0.

Аппаратура и материалы:

Штатив с пробирками; стеклянные пипетки, дистиллированная вода.

Жидкие реактивы: свежеприготовленные 0.5 н. растворы Na₂SO₃, KMnO₄, H₂SO₄, NaOH,

Методика и выполнение работы:

Опыт 1. Восстановление перманганата калия нитритом калия

1. К 5-10 капелям раствора перманганата калия КМnО₄ добавьте 3-4 капли разбавленной серной кислоты H₂SO₄.

2. Затем по каплям добавляйте раствор нитрата калия KNO₂ (можно кристаллики) до полного обесцвечивания. Чем вызывается образование бурого газа при добавлении избытка нитрита калия к кислому раствору?

3. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионно-электронной формах и уравняйте его. Охарактеризуйте функцию каждого из участвующих в ней веществ. Укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 2. Влияние рН среды на направление окислительно-восстановительных реакций

1. Возьмите четыре пробирки. В каждую из них налейте 9-10 капель раствора перманганата калия KMnO₄. Первую пробирку оставьте в качестве контрольной.

2. Во вторую пробирку добавьте 3 капли 0, 5 н. раствора серной кислоты H₂SO₄ (рН < 7).

3. В третью пробирку добавьте 3 капли 0, 5 н. раствора гидроксида натрия NaOH (pH > 7).

4. В четвертую пробирку добавьте 3 капли воды (pH ≈ 7).

5. Во 2-ю, 3-ю и 4-ю пробирки по каплям свежеприготовленный раствор сульфита натрия Nа₂SО₃ до характерного изменения окраски растворов. Как меняется окраска раствора во 2-й пробирке? Какое соединение в виде осадка образовалось в 3-й пробирке? Какой ион придает раствору такую окраску?

6. Как изменилась окраска раствора в четвертой пробирке и почему?

7. Запишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионно-электронной формах, уравняйте их. Вычислите молекулярные массы эквивалентов KMnO₄ и Nа₂SО₃ в этих реакциях.

8. На основании проведенных опытов сделайте вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости от рН среды. В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность?

Контрольные вопросы:

1. Дайте определение окислительно-восстановительных реакций.

2. Что такое степень окисления и редокс-потенциал?

3. Дайте определение понятиям «окислитель» и «восстановитель».

4. Какие свойства проявляют элементы в высшей и низшей степени окисления; в промежуточных степенях? Приведите примеры таких веществ.

5. Как определить направление реакции ОВР? Что для этого надо знать.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12

«КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ ОТ КОРРОЗИИ»

Цель и содержание работы:

Смоделировать в лабораторных условиях процессы электрохимической коррозии металлических изделий и методы защиты их от коррозионных разрушений.

Теоретическое обоснование

Самопроизвольный процесс разрушения металлов под действием окружающей среды называется коррозией.

По механизму протекания коррозия подразделяется на химическую и электрохимическую. Под химической коррозией понимают обычную гетерогенную реакцию, протекающую на поверхности металла. Например, разрушение железа при нагревании на воздухе. В этом случае продуктом коррозии является оксид железа (окалина) 2Fe + O₂ = 2FeO.

Электрохимическая коррозия протекает в среде электролита. Причиной электрохимической коррозии является образование гальванопар - участков с разным значением электродного потенциала. Реакция коррозии состоит из двух стадий: одна протекает на участке с меньшим потенциалом (анодном участке), другая на участке с большим значением электродного потенциала (катодном участке).

Методы защиты металлов от коррозии включают электрохимические методы, защиту посредством металлических покрытий, химических пленок, ингибиторов. Выбор того или иного метода защиты определяется характером среды, условиями эксплуатации детали. Наиболее широко от электрохимической коррозии используются покрытия металлического и неметаллического характера.

Аппаратура и материалы:

Штатив с пробирками, фарфоровый тигель, 2 н. раствор серной кислоты, раствор соляной кислоты, азотная кислота (конц.), раствор гексацианоферрата калия K₃[Fe(CN)₆], раствор уксусной кислоты,
5% раствор KI, цинк, медная проволока, оцинкованное и луженое железо, железные гвозди, свинец.

Методика выполнения работы:

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 10 111213 14 15 Следующая ⇒