В ОВР передача электронов восстановителями окислителям происходит при непосредственном контакте частиц, и энергия химической реакции переходит в теплоту. Энергия любой ОВР может быть превращена в электрическую энергию. Например, если окислительно-восстановительные процессы, протекающей в растворе электролита, разделить пространственно, т.е. передача электронов восстановителем будет происходить через проводник электричества. Это реализовано в гальванических элементах, где электрическая энергия получается из химической энергии окислительно-восстановительной реакции.
Рассмотрим гальванический элемент Даниэля-Якоби, в котором левый сосуд наполнен раствором сульфата цинка ZnSO4, с опущенной в него цинковой пластинкой, а правый сосуд – раствором сульфата меди CuSO4, с опущенным в него медной пластинкой.
Взаимодействие между раствором и пластиной, которая выступает в качестве электрода, способствует тому, чтобы электрод приобрел электрический заряд. Возникающая на границе металл-раствор электролита разность потенциалов, называется электродным потенциалом. Его значение и знак (+ или -) определяются природой раствора и находящегося в нем металла. При погружении металлов в растворы их солей более активные из них (Zn, Fe и др.) заряжаются отрицательно, а менее активные (Cu, Ag, Au и др.) положительно.
Результатом соединения цинковой и медной пластинки проводником электричества, является возникновение в цепи электрического тока за счет перетекания электронов с цинковой к медной пластинке по проводнику. При этом происходит уменьшение количества электронов в цинке, что компенсируется переходом Zn2+ в раствор т.е. происходит растворение цинкового электрода — анода (процесс окисления). Zn — 2e— = Zn2+
В свою очередь, рост количества электронов в меди компенсируется разряжением ионов меди, содержащихся в растворе, что приводит к накоплению меди на медном электроде – катоде (процесс восстановления): Cu2+ + 2e— = Cu
Таким образом, в элементе происходит такая реакция: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Количественно охарактеризовать окислительно-восстановительные процессы позволяют электродные потенциалы, измеренные относительно нормального водородного электрода (его потенциал принят равным нулю) при определенных (стандартных условиях). Если расположить металлы в порядке возрастания их электродных потенциалов мы получим ряд активности металлов, которым научились пользоваться еще в школе. Определить электродные потенциалы можно для любого ОВ процесса, стандартные окислительно-восстановительные потенциалы представлены в таблицах специальных справочников.
Величина и знак стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, позволяют
1) предсказать какие свойства (окислительные или восстановительные) будут проявлять атомы, ионы или молекулы в химических реакциях. Например
E° (F2/2F—) = +2,87 В – сильнейший окислитель
E° (K+/K) = — 2,924 В – сильнейший восстановитель
2) предсказать возможностьсамопроизвольного протекания ОВР
Алгоритм определения возможности протекания ОВР
1. По таблице потенциалов определить потенциал окислителя и восстановителя. (Во всех справочниках потенциалы указаны для окислителей, поэтому для восстановителя величину потенциала берут с противоположным знаком).
2. Найти алгебраическую сумму потенциалов окислителя и восстановителя.
3. Если ∑ > 0, то реакция возможна.
Если ∑ < 0, то реакция невозможна.
Если ∑ = 0, то в системе равновесие, значит возможность прямой или обратной реакции зависит от условий (концентрации о-в, кислотности среды, температуры).
Например, реакция Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+
протекает в прямом направлении, т.к.
E° (Sn4+/Sn2+) = +0,15 В, а E° (Fe3+/Fe2+) = +0,77 В, т.е. E° (Sn4+/Sn2+) < E° (Fe3+/Fe2+).
Можно провести ОВР для которой разность потенциалов меньше нуля. Для этого создают электрическое поле, которое заставляет заряженные частицы двигаться «против их воли. Такой процесс называют электролизом. Т.е. сущность электролиза заключается в том, что за счет электрического тока осуществляется реакция, которая не может протекать самопроизвольно.
Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии металлов, но и брожение, гниение, фотосинтез, процессы обмена веществ, протекающие в живом организме. Их можно наблюдать при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе.