Литературный обзор.
Химические хамелеоны.
Химические хамелеоны - это вещества, которые в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) изменяют свой цвет. Для начала разберем, что такое окислительно-восстановительные реакции.
ОВР
Окислительно-Восстановительные реакции - или ОВР, это реакции, протекающие с изменением степени окисления реагирующих веществ.
Т.к. изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов, то можно дать и следующее определение:
ОВР - это реакции, при которых происходит перемещение электронов от одних атомов, молекул, ионов к другим.
В этих реакциях обязательно присутствуют вещества изменяющие степень окисления, называемые окислителями и восстановителями.
Окислитель - это вещество, которое при ОВР присоединяет электроны. Соответственно, окисление - это процесс, при котором Восстановитель отдает электроны.
Al -3e = A13+
H2 -2e = 2H+
Восстановитель - это вещество, которое при ОВР отдает электроны, Соответственно, восстановление - это процесс, при котором Окислитель принимает электроны.
S + 2e= S2+
Fe3+ +e = Fe2+
Таким образом, ОВР представляет собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления. В этих реакциях число присоединяемых окислителем электронов равно числу отдаваемых восстановителем, причем неважно, переходят ли электроны от одного атома полностью, или лишь частично оттягиваются.
Окислительно-восстановительные потенциалы
Гальванический элемент
Окислительно-восстановительные реакции на практике применяют в различных сферах, в результате их протекания может быть получена энергия не только тепловая, но и электрический ток.
В батарейке используется ОВР, за счет нее получается ток. Но откуда появляется ток? Сейчас мы рассмотрим систему образования тока при помощи ОВР.
Приведём простой пример. Возьмем железный гвоздь и опустим его в раствор CuSO4.
Через некоторое время гвоздь покроется красноватым налетом меди. Прошла типичная ОВР:
Fe 0+ Cu+2 +SO4= Fe +2 SO4 + Cu 0
Электроны железа перешли к ионам меди и восстановили их в свободный металл, в растворе остались ионы железа. Усложним опыт. Разделим эти процессы. Пусть электроны от железа потекут к ионам меди по металлическому проводнику. Для этого нальем в стакан раствор сульфата железа (II), опустим железную пластинку, а в другую нальем раствор сульфата меди (II), и опустим туда медную пластинку, соединим обе пластинки проводником, а оба стакана электролитическим ключом, чтобы замкнуть цепь. Теперь, подключив к цепи гальванометр, можно увидеть, что в цепи есть ток. Таким образом, получился гальванический элемент. Появление электрического тока в гальванических элементах объясняют следующим образом: металлы состоят из положительно заряженных ионов и общих для них валентных электронов, при этом заряды ионов уравновешиваются зарядами электронов. При погружении пластинки металла в воду диполи воды поворачиваются отрицательными полюсами к ионам металла, находящимся на поверхности, «втягивают» их в раствор. При этом в пластинке металла остаются лишние электроны, и металл зарядится отрицательно. Гидратированные положительные ионы притягиваются поверхностью пластинки, и на границе металла с раствором образуется двойной электрический слой. Устанавливается подвижное равновесие: какие-то ионы металла переходят в раствор, и в тоже время такое же количество ионов из раствора оседает на металле.
Me+mH2O Men+ ° mH2O+ne
в растворе на металле
Когда уставится равновесие, на границе металла и раствора возникает разность потенциалов (скачок потенциала). Эту разность потенциала называют равновесным электродным потенциалом металла. Если металл поместить в раствор его соли, где уже имеются его Гидратированные ионы, то, очевидно, равновесие сдвинется влево, скачок потенциалов будет меньше и тем меньше, чем больше концентрация соли. В этом случае металл зарядится менее отрицательно, но равновесие наступит быстрее. Равновесный потенциал металла в растворе соли того же металла записывают так: Fe +2/ Fe , Cu+2/ Cu.
Металл, погруженный в раствор электролита, принято называть электродом. Если отводить накопившиеся электроны с активного металла, то все больше и больше ионов металла будет покидать кристаллическую решетку и переходить в раствор. Для того, чтобы осуществить отвод электронов, необходимо соединить данный электрод соединить проводником с другим электродом, потенциал которого имеет отличное значение, и замкнуть цепь электролитическим ключом.
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов. В первом протекает процесс окисления (отдача электронов), а во втором - процесс восстановления (присоединения электронов).
Гальванический элемент обычно записывают в виде краткой схемы, где слева помещают более отрицательный электрод, чертой показывают скачок потенциала и указывают электролит, справа - более положительный электрод, двумя чертами показывают границу между растворами. Например, для нашего случая это будет так:
(-)Fe | Fe SO4 | Cu SO4 | Cu (+)
Или кратко:
(-)Fe | Fe 2+|| Cu 2+| Cu (+)
Железный электрод - источник электронов, поступающих во внешнюю сеть, считается отрицательным, а медный - положительным. Электродам даются названия в соответствии процессами, протекающими в них: Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом (в нашем случае это железо), а на котором происходит восстановление (здесь - медь) - катодом.
З.Стандартные электродные потенциалы
Чтобы сравнивать способности металлов отдавать электроны, следует измерять электродвижущую силу в паре с электродом сравнения - стандартным водородным электродом. Он состоит из платиновой пластинки покрытой платиновой чернью
(эллектролитически осажденной платиной), которая адсорбирует водород, поступающий из баллона. Электрод погружен в 2к. раствор соляной кислоты и омывается струей водорода при атмосферном давлении, Величину такого потенциала условно принимают за нуль (при всех значениях температур). Условия, при которых проводится э.д.с. должны быть одинаковыми (Р=101325Па; t=25С°; активность равную единице). Если пластинку металла, погруженную в его соль соединить со стандартным водородным электродом (Е°) и замкнуть цепь электролитическим ключом, то величина полученного потенциала будет являться стандартным электродным потенциалом металла. Располагая металлы в порядке возрастания их алгебраической величины, получают ряд стандартных электродных потенциалов.
Стандартные электродные потенциалы характеризуют химические свойства металлов. Чем больше его алгебраическая величина потенциала, тем он активнее, легче окисляется и труднее восстанавливаются из своих ионов. Все металлы с более отрицательным потенциалом, чем у водорода вытесняют его из разбавленных кислот (типа соляной или серной, анионы которых не проявляют окислительных свойств). Каждый металл вытесняет (восстанавливает) другие металлы имеющие более высокий стандартный электродный потенциал из растворов их солей, Чем больше разность потенциалов, тем больше э.д.с. будет у гальванического элемента.
Э.д.с. любого гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных водородных потенциалов Е°. При этом следует иметь в виду, что Э.Д.С. всегда положительная величина. Поэтому надо из потенциала электрода, имеющего большую алгебраическую величину, вычитать электрод с меньшим алгебраическим значением.