При хімічних реакціях йде тільки перерозподіл електронної щільності, яка приводить до утворення нових хімічних сполук. Тому, в даний час, при розглядані цих процесів, користуються поняттям „ступінь окислення” або „окислювальним числом”, яке треба відрізняти від валентності.
Валентність - це властивість атома одного елемента приєднувати до себе один або декілька атомів других елементів, або – це число, яке показує на кількість зв,,язку одного елемента з другим при утворені сполуки.
Валентність не має заряду + чи , наприклад
→
Валентність водню і хлору до і після реакції рівні 1.
Н – Н ; – –
Ступінь окислення (дивіться далі) водню і хлору до реакції рівняються нулю, а після реакції: водню + 1, а хлору 1, тобто:
→
Характерно те, що валентність завжди буває цілим числом, а ступінь окислення може бути як цілим, так і дробовим числом, наприклад у пропану ступінь окислення вуглецю
8/3, а валентність 4.
Що таке ступінь окислення?
Ступінь окислення чисельно рівне заряду, який виникнув би на атомі даного елемента, коли б валетні електрони повністю перейшли до більш негативного атома.
Ступінь окислення показує на стан елемента в сполуках і характеризується окислювальним числом. Окислювальне число може бути позитивне, негативне і рівне нулю. Позитивне – коли елемент віддає електрони;
→
→
Негативне – коли елемент приймає електрони;
→
→
Рівне нулю – коли не віддає і не приймає
Сао, Со …
Окислювальне число визначається по числу відданих, або прийнятих електронів і позначається
і
При визначені ступеня окислення треба пам,ятати:
Ступінь окислення елементів в вигляді простих речовин – рівна нулю. о о
…
Ступінь окислення водню у всіх сполуках, крім гідридів, рівна плюс одиниці (+1):
…., в гідридах мінус одиниці ( 1). (Гідриди – це сполуки металів з
воднем:
Ступінь окислення кисню у всіх сполуках, крім перекисів, рівна мінус два (
…, в перекисах мінус одиниця ( …
Алгебраїчна сума ступені окислення сполук – рівна нулю. Наприклад, в сірчаній кислоті сума позитивних зарядів (+8) рівна сумі негативних –
Ступінь окислення, як і валентність для даного елемента - величини перемінні. Наприклад у ступінь окислення і валентність вуглецю і кисню рівна 2. У ступінь окислення і валентність вуглецю змінюється на 4, а ступінь окислення і валентність кисню остається такою же (2).
Розглянемо в якому стані і які атоми можуть бути окислювачими і відновниками.
Окислювачами можуть бути:
Нейтральні атоми неметалів.
→
→
Позитивні іони неметалів на нижчий, проміжній і вищій позитивній ступені окислення.
→
→
→
→
3. Іони металів на нижчий і вищій позитивній ступені окислення.
→
→
→
→
4. Іони металів і неметалів на вищій ступені окислення бувають тільки окислювачами.
→
→
Відновниками можуть бути:
Електронейтральні атоми металів і неметалів.
→
→ →
→
Негативні іони неметалів.
→
→
Іони металів і неметалів на нижчий і проміжній ступені окислення.
→
→
→
→
Ступень окислення елемента в сполуках залежить від:
Сили окислювача і відновника.
Кислотності і температури.
Концентрації окислювача і відновника.
→
→
Скласти рівняння реакції – це визначити кінцеві продукти реакції і знайти коефіцієнти.
Існує два методи складання окисно – відновних рівнянь.
Метод електронного балансу. Іонно – електронний метод. Метод електронного балансу заключається ось в чому:
Записуємо рівняння реакції в молекулярному вигляді.
→
Визначаємо ступені окислення кожного елемента в рівнянні реакції (див. визначення ступені окислення).
С →
Знаходимо які елементи поміняли ступінь окислення.
→
→
4.Складаємо електронні рівняння, які виражають процеси окислення і відновлення.
→
→
По правилу найменшого кратного визначаємо коефіцієнти для окислювача і відновника.
→ коефіцієнт
найменше кратне
→ коефіцієнт
Ці коефіцієнти підставляємо в рівняння реакції.
→
Ті елементи, які не приймали участь в реакції, урівнюємо звичайним методом.
→
Слід памятати, що цей метод приміняється тільки для розчинів електролітів.
При складанні рівнянь окисно – відновних реакцій методом електронного балансу приходиться зустрічатися з деякими труднощами у визначенні ступені окислення, а так же мати справи з різними не існуючими іонами. Усіх цих неточностей можна уникнути при іонно – електронному методі.
При цьому методі не треба знати ступінь окислення елементів, так як їх знаходять простим способом, підраховуючи загальну суму зарядів у правій і лівій частинах.
Также треба пам ятати, що коли Н О виступає в ролі окислювача, вона розкладається на: Н О +2е , а як відновник на:
Не треба знати продукти реакції, вони появляються в рівнянні при написанні остаточного молекулярного рівняння.
В цьому методі приміняються не гіпотетичні (здогадні) іони, а реально існуючі.
Наприклад, ….
Щоб скласти рівняння цим методом треба знати:
Записуємо формули усіх взятих і утворених іонів, атомів та молекул.
Урівнюємо число не кисневих атомів, які приймали участь в реакції.
Переносимо атоми, або групи атомів, які не брали участь в реакції у відповідну сторону без зміни (Н або ОН
Урівнюємо кисневі атоми:
У кислому середовищі на кожний лишній атом кисню дописуємо 2Н+ в ту сторону, де він лишній, а в протилежну – переносимо відповідну кількість молекул води (Н О).
4.2. У лужному середовищі – на кожний лишній атом кисню дописуємо молекулу Н О, а в протилежну сторону переносимо подвійну кількість гідроксильних груп (2ОН 5. Урівнюємо кількість зарядів в лівій і правій частинах обох рівнянь.
6. Урівнюємо кількість відданих і прийнятих електронів.
7. Записуємо сумарне рівняння в іонному і молекулярному вигляді, дописуючи необхідні катіони і аніони, які не приймали участь в реакції.
Розглянемо реакцію, яка проходить в кислому середовищу
Наприклад, при дії Н О в Н О осад марганцевистої кислоти розчиняється.
→
→
два іони водню (2Н+), які не брали участь в реакції, без змін переносимо в протилежну сторону.
→
→
Атоми кисню урівнюємо, добавляючи 2Н на кожний лишній атом кисню, де він лишній, а в протилежну сторону переносимо відповідну кількість молекул води (Н О).
→
→
Урівнюємо кількість зарядів (електронів) у правій і лівій частинах.
→
→
→
Скорочуючи загальні іони, записуємо реакцію в іонному і молекулярному виді.
→
→
А тепер розглянемо реакцію, яка проходить в лужному середовищі
Наприклад, до білого осаду гідроксиду вісмуту Ві(ОН) добавляємо лужного розчину станіту натрію ( ), при цьому утворюється чорний осад вісмута, так як пройшло відновлення вісмуту.
Записуємо вхідні речовини і продукти реакції:
→
→
Як бачите іони ОН , які не приймали участь в реакції переносимо без зміни в праву частину.
В другому рівнянні урівнюємо кисневі атоми: в лужному середовищі на кожний лишній атом кисню, в ту сторону де він лишній, дописуємо молекулу Н О, а в протилежну 2 ОН
→
→
Тепер урівнюємо кількість зарядів (електронів) відданих і прийнятих іонами.
→
→
Множимо ці два рівняння на відповідні числа(див. вище) і записуємо сумарні рівняння.
→
Скорочуючи одинакові іони, записуємо рівняння в іонному і молекулярному вигляді.
→
В молекулярному вигляді:
→
Класифікація окисно – відновних реакцій.
Окисно – відновні реакції можуть бути:
Міжмолекулярні - між молекулами.
→
→ коефіцієнт
найменше кратне
→ коефіцієнт.
2.Внутрімолекулярні.
О →
→ коефіцієнт
найменше кратне
→ коефіцієнт
Самоокислення - самовідновлення.
→
→ коефіцієнт
найменше кратне
→ коефіцієнт
Знаючи окисно – відновні реакції можна сміло приступати до вивчення електрохімії.
План.
1. Основні положення електрохімії.
2. Поняття про електродні потенціали. Виникнення стрибка потенціалу.
3. Визначення і вимірювання електродних потенціалів.
4. Ряд напруги металів.
4. Гальванічні елементи.
5. Паливні елементи.
6. Атомні батареї.
7. Сонячні батареї.
Хімічні процеси, що супроводжуються виникненням електричного струму або самі викликаються ним називаються електрохімічними.
Розділ хімії, що вивчає ці процеси називається електрохімією.
Електрохімічні реакції мають слідуючи особливості:
1. Вони відносяться до окисно відновних.
2. Протікають на межі електрод електроліт.
3. Спостерігається перетворення хімічної енергії в електричну.А тепер дайте відповідь на 2 запитання.
1. Зарядиться чи ні метал, що опущений в склянку з водою?
2. Зарядиться чи ні метал, що поміщений у вакуум?
І в першому і в другому випадку зарядиться. Розберемо більш докладніше