Учащиеся на доске и в тетрадях пишут уравнение реакции и самостоятельно расставляют коэффициенты методом электронного баланса

+7 +4 +6 +6

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 + K2 SO4 + H2O

+7 _ +6

Mn + 1e → Mn (восстановление)

+4 _ +6

S – 2e → S (окисление)

+7

Mn (KMnO4) – окислитель

+4

S (K2SO3) – восстановитель

2K+ + 2MnO4- + 2K+ + SO32- + 2K+ +2OH- → 4K+ + 2MnO42- + 2K+ + SO42- + H2O

2MnO4- + SO32- + 2OH- → 2MnO42- + SO42- + H2O

В) Нейтральная среда.

Учитель демонстрирует опыт взаимодействия растворов KMnO4 и K2SO3 в нейтральной среде.

Учащиеся на доске и в тетрадях пишут уравнение реакции и самостоятельно расставляют коэффициенты методом электронного баланса

+7 +4 +4 +6

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 ↓ + 3K2 SO4 + 2KOH

+7 +4

Mn + 3ē → Mn (восстановление)

+4 +6

S – 2ē → S (окисление)

+7

Mn (KMnO4) – окислитель

+4

S (K2SO3) – восстановитель

2K+ + 2MnO4- + 6K+ + 3SO32- + H2O → 2MnO2 ↓ + 6K+ + 3SO42- + 2K+ + 2OH-

2MnO4- + 3SO32- + H2O → 2MnO2 ↓ + 3SO42- + 2OH-

Вывод: среда, в которой протекает окислительно-восстановительная реакция, влияет на направление реакции.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ, раздел физической химии, изучающий химические процессы, которые сопровождаются появлением электрического тока или, наоборот, возникают под действием электрического тока. Предметом электрохимических исследований также являются электролиты и устанавливающиеся в них равновесия.

Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.

В первой группе процессов электрическая энергия превращается в химическую, во второй ‒ наоборот, химическая ‒ в электрическую.

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически.

]Измерение потенциалов Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродные потенциалы, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю (для водных систем).

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.E = E0 + (2,3RT/zF)*lg([Ox]/[Red]), где E0 - стандартный электродный потенциал, R - газовая постоянная, T - абсолютная температура, z - число электронов, участвующих в электродном процессе, F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [Ox] и [Red] - произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной (Ox) и восстановленной (Red) формах.

Простейший гальванический элемент Вольта (рис - ПО) состоит из медной и цинковой пластинок, опущенных в раствор серной кислоты. Вследствие химической реакции, происходящей между цинком и серной кислотой, на цинке образуется излишек электронов. Лишние электроны заряжают цинк отрицательно, и, таким образом, он является отрицательным полюсом. Наоборот, раствор и медная пластинка, погруженная в раствор, заряжаются положительно. В результате возбуждается электродвижущая сила примерно в 1 в, которая сохраняется все время, пока цепь не замкнута.

Простейшим гальваническим элементом, имевшим некоторое распространение, является элемент Вольта. Он состоит из двух пластин - цинковой и медной, опущенных в водный раствор серной кислоты. Часть молекул серной кислоты в воде распадается на положительные (2Н) и отрицательные (SO4) ионы. Цинковая пластинка под действием химических сил растворяется в электролите.Простейшим гальваническим элементом является медно-цин-ковый элемент Якоби. Он состоит из медного или цинкового электродов, погруженных соответственно в растворы сульфатов меди и цинка. Оба раствора отделены друг от друга пористой перегородкой. [5]

Простейшим гальваническим элементом является медно-цинко-вый. В стеклянный сосуд, наполненный раствором серкой кислоты rbSCX в воде Н2О, погружены медная Си и цинковая Zn пластины, которые представляют собой положительный и отрицательный полюсы элемента. [6]

Простейшим гальваническим элементом является медно-цинко-вый. В стеклянный сосуд, наполненный раствором серной кислоты в воде, погружены медная и цинковая пластины, которые представляют собой положительный и отрицательный полюсы элемента.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.Вычисление стандартных электродных потенциалов

Электродный потенциал не может быть получен эмпирически. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Таким образом, невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен водородный электрод, для которого этот потенциал точно определён и равен 0,00 В, и любой электрод, для которого электронный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Также нужно иметь в виду, что потенциалы не зависят от количества передаваемых электронов в полуреакциях (даже если оно различно), так как они рассчитаны на 1 моль переданных электронов. Отсюда при расчёте какого-либо электродного потенциала на основании двух других следует проявлять внимательность.

Например:

Fe3+ + 3e− → Fe(тв) −0.036 В

Fe2+ + 2e− → Fe(тв) −0.44 В

Для получения третьего уравнения:

Fe3+ + e− → Fe2+ (+0.77 В)

следует умножить потенциал первого уравнения на 3, перевернуть второе уравнение(поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал третьего уравнения.Гальваническим элементом наз-ся система, в которой хим-ая энергия в-тв превращается в электрическую. По термодинамической характеристике работы гальванические элементы делятся на обратимые и не обратимые. В обратимые элементы поступление Эл. Энергии из вне обращают все хим. процессы и приводят элемент в исходное сост., предшествующие выполнению им электрической работы. К обратимым элементам принадлежит, элемент Якоби – Даниэля. В необратимых элементах происходят термодинамические необратимые процессы. Примером такого элемента может быть элемент Вольта. По наличию жидкостной границы во внутренней цепи различают элементы с переносом и без переноса. С переносом – элемент Якоби – Даниэля. Без переноса – элемент Вольта.

33.Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.Электролиз - это ещё один способ получения чистых металлов и неметаллов. Кроме того, электролиз можно провести и в домашних условиях. Нужен источник тока, два электрода (какие электроды бывают и какой в каком случае брать - расссказано дальше) и, конечно, электролит. Электролит - это раствор, который проводит электрический ток.Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отливчаются друг от друга. Отличие - в наличии растворителя. При электрролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества.Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита.Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости.Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходт окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. В качестве инертного анода можно взять графит (углерод) или платину. В качестве катода можно взять металлическую пластину (она не будет растворяться). Подойдёт медь, латунь, углерод (или графит), цинк, железо, алюминий, нержавейка. В домашних условиях, из тех вещест, что имеются практически у каждого, можно без труда получить, например, кислород, водород, хлор, медь, серу, а также слабую кислоту или щёлочь!Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.Электрохимические процессы широко применяются в различных областях