2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH^-                E⁰ = - 0,83 B.

• Окисление ионов Cl^- или воды H₂O на аноде в соответствии со схемами:

     Cl^- = ½ Cl₂ + ē                              E⁰ = +1,36 B;

     2H₂O = O₂↑ + 4H⁺ + 4ē                 E⁰ = + 1,23 B.

     Если  на катоде возможно протекание двух или более числа реакций, то наиболее вероятной оказывается та, электродный потенциал которой больше. Так как в рассматриваемом случае величина электродного потенциала воды больше, то на катоде будет восстанавливаться вода и выделяться H₂. В электролите же будут накапливаться ионы Na⁺ и OH^-. Если и на аноде возможно протекание двух или большего числа реакций, то наиболее вероятной оказывается та, электродный потенциал которой оказывается меньше. Так как в рассматриваемом случае величина электродного потенциала хлорид иона больше величины электродного потенциала воды, то возникает вопрос, почему на аноде происходит выделение хлора при электролизе. Если электролизу подвергается раствор хлорида натрия, концентрация которого стандартная (1моль/л), продуктами электролиза на аноде будут и хлор, и кислород. При многократном увеличении концентрации раствора хлорида натрия на аноде будет выделяться практически только хлор, поскольку в этих условиях выделение кислорода на аноде возможно при более значительном перенапряжении, чем то, которое достаточно для окисления хлорид ионов.

     Процесс электролиза может быть описан следующим  химическим уравнением:

     2Na⁺ + 2Cl^- + 2H₂O → 2H₂↑ + Cl₂↑ + 2Na⁺ + 2OH^-.

     При электролизе водных растворов солей  металлов с применением инертных электродов протекание на катоде тех или иных процессов восстановления определяется величинами стандартных потенциалов соответствующих электродных реакций. Если величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала для электродной реакции, в которой участвуют катионы металлов, меньше таковой для электродной реакции восстановления воды (например, для ряда Li^- - Al³⁺), то на катоде будет восстанавливаться вода.

     Если  величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала для электродной реакции, в которой участвуют катионы металлов, начиная с Al³⁺, меньше таковой для электродной реакции восстановления протона, то на катоде наряду с катионами металлов будет восстанавливаться вода.

     Если  величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала для электродной реакции, в которой участвуют катионы металлов, больше таковой для электродной реакции восстановления протона (начиная с Cu²⁺), то на катоде будут восстанавливаться только катионы металлов.

     При электролизе водного раствора соли, в котором наряду с катионами металла присутствуют сложные анионы кислородосодержащих кислот (например, No₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- и др.), на аноде окислению подвергнутся молекулы воды, поскольку стандартный потенциал этой электродной реакции меньше такового для возможных электродных реакций окисления сложных анионов.

     При электролизе водного раствора сульфата меди CuSO₄ с применением инертных электродов прохождение электрического тока через раствор обусловливается следующими одновременно протекающими процессами:

• перемещением  ионов Cu²⁺ к катоду и ионов SO₄^2- к аноду;
• восстановлением ионов Cu²⁺  на катоде в соответствии со схемой:

     Cu²⁺ + 2ē = Cu⁰;                              E⁰ = + 0,34 B.

• окислением воды H₂O на аноде в соответствии со схемой:

     2H₂O = O₂↑ + 4H⁺ + 4ē                   E⁰ = + 1,23 B.

           Процесс электролиза  описывается химическим уравнением:

     2Cu²⁺ + 2 SO₄^2- + 2H₂O → 2Cu⁰ + 4H⁺ + O₂↑ + 2SO₄^2-.

           При электролизе  водного раствора сульфата меди CuSO₄ с применением растворимого медного анода прохождение электрического тока через раствор обусловливается следующими одновременно протекающими процессами:

• перемещением ионов Cu²⁺ к катоду и ионов SO₄^2- к аноду;
• восстановлением ионов Cu²⁺  в соответствии со схемой:

     Cu²⁺ + 2ē = Cu⁰;              E⁰ = + 0,34 B.

• окислением атомов меди на аноде в соответствии со схемой:

     Cu⁰ = Cu²⁺ + 2ē;              E⁰ = + 0,34 B.

           В процессе электролиза  концентрация сульфата меди в растворе сохраняется без изменения.

           При электролизе  водных растворов солей, кислот, оснований  с применением инертных электродов в электродных реакциях участвует вода.

           Так, при электролизе  водного раствора сульфата калия  K₂SO₄ происходит восстановление воды на катоде по реакции:

     4H₂O + 4ē = 2H₂↑ + 4OH^- ,           (1)

     и окисление воды на аноде по реакции:

     2H₂O - 4ē = O₂↑ + 4H⁺.                  (2)

           Таким образом, электролиз водного раствора сульфата калия сводится к электролизу воды и оказывается возможным благодаря переносу электрических зарядов через электролит при миграции ионов растворенной соли.

           Электролиз водного  раствора гидроксида натрия протекает  с восстановлением воды на катоде по реакции (1), окислением гидроксид ионов, концентрация которых в растворе велика, на аноде по реакции:

     4OH^- - 4ē = O₂↑ + 2H₂O

     и накоплением у катода гидроксид ионов и ионов натрия. Таким образом, электролиз водного раствора гидроксида натрия фактически сводится к электролизу воды.

           При электролизе  водного раствора серной кислоты  на катоде восстанавливаются ионы водорода, концентрация которых в растворе велика,

     4H⁺ + 4ē = 2H₂↑,

     на  аноде окисляется вода по реакции (2) с выделением кислорода и накапливаются  ионы водорода и сульфат ионы у  анода. Таким образом, электролиз водного  раствора серной кислоты фактически сводится к электролизу воды.

     2.Окислительно-восстановительные  процессы в окружающем  нас мире.

2.1. Коррозия металлов.

           Коррозия металлов – это окислительно-восстановительный  процесс, сопровождающийся разрушением металлов под воздействием веществ окружающей среды. Особенно серьёзную экономическую проблему представляет коррозия железа, в результате которой ежегодно безвозвратно теряется огромное количество металла, портятся или выходят из строя металлические конструкции. Считают, что примерно 10% ежегодной мировой добычи металла расходуется на покрытие его потерь из-за коррозии.

           В процессе коррозии на железных изделиях появляется слой ржавчины, состоящий из оксидов железа (FeO, Fe₃O₄, Fe₂O₃) и их гидратных форм. Непосредственно к поверхности железа примыкает слой оксида железа (II), а далее располагаются кислородное соединение железа Fe₃O₄ и оксид железа (III). Так как слой ржавчины  хрупок и порист, он отслаивается от основной массы металла, открывая свежую поверхность железа для дальнейшего разрушения его содержащимися в атмосферном воздухе водяными парами, углекислым газом и кислородом. Суммарно процесс коррозии железа можно описать следующим химическим уравнением:

     4Fe + 2n H₂O + 3O₂ Þ 2Fe₂O₃∙ nH₂O

     2Fe - 6ē = 2Fe⁺³  2  восстановитель

     O₂ + 4ē = 2O^-2  3 окислитель.

           Для защиты железа от коррозии на его поверхность наносят какое-либо покрытие, например, краску. Более эффективным оказывается покрытие поверхности железа другим металлом, имеющим меньшую величину стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Такими металлами могут быть цинк (оцинкованное железо), олово (луженое железо, белая жесть), никель.

           Сравнение величин  стандартных потенциалов электродных  реакций

     Al³⁺ + 3ē = Al     E⁰ = -1,66 B

     Fe²⁺ + 2ē = Fe     E⁰ = -0,44 B

     Свидетельствует о большей склонности к окислению  алюминия, чем железа. Однако общеизвестна устойчивость алюминия к коррозии. Это обусловлено тем, что на воздухе алюминий покрывается сплошной тончайшей (0,1 нм), но очень плотной пленкой оксида, сила сцепления которой с алюминием очень велика. Именно эта пленка препятствует проникновению кислорода к металлу. Она же придает поверхности алюминия матовый вид.

           Причина высокой  силы сцепления образующейся на поверхности  алюминия оксидной пленки с находящимся  под ней алюминием в близости параметров элементарных ячеек кристаллов алюминия и его оксида. В отличие от алюминия и его оксида параметры элементарных ячеек кристаллов железа и оксида железа (II) значительно отличаются, в связи с чем сила сцепления примыкающего к поверхности железа оксида FeO с находящимся под ним железом мала. Именно поэтому слой оксида железа (II) плохо удерживается на поверхности железа и отслаивается.

           Коррозии во влажном  воздухе, содержащем углекислый газ, а  также возможные примеси сернистого газа и сероводорода, в присутствии  кислорода подвержены медь, ее сплавы, среди которых [бронза (Cu-Sn), латунь (Cu-Zn), мельхиор (Cu-Ni), нейзильбер (Cu-Ni-Zn)], и изделия, в том числе скульптурные, изготовленные из них. Окислительно-восстановительные процессы, протекающие при этом, приводят к появлению с течением времени на поверхности меди или ее сплавов пленки различных оттенков, которая называется патиной. Она может быть черной, образованной судьфидом меди [CuS], зеленоватой, образованной дигидроксокарбонатом меди [CuCO₃∙Cu(OH₂)] или гексагидроксосульфатом меди [CuSO₄∙3 Cu(OH₂)].  Происходящие изменения меди могут быть описаны следующими химическими уравнениями:

     2Cu + H₂O + O₂ + CO₂ Þ CuCО₃ ∙ Cu(OH₂)

     2Cu - 4ē = 2Cu⁺²   1 восстановитель

     O₂ + 4ē = 2O^-2  1 окислитель

     8Cu + 6H₂O + 5O₂ + 2SO₂ Þ 2CuSO₄ ∙ 3Cu(OH)₂

     4Cu - 8ē = 4Cu⁺²  2 восстановитель

     S⁺⁴ - 2ē = S⁺⁶  2 восстановитель

     O₂ + 4ē = 2O^-2  5 окислитель.

     Возникающая на поверхности меди, ее сплавов  или изделий, изготовленных из них, пленка, толщина слоя которой с течением времени нарастает, защищает внутренние слои от дальнейшего разрушения под действием веществ окружающей среды. Входящие в состав пленки соединения меди токсичны. Поэтому, если они возникают на столовых приборах (ложки, вилки и другие предметы из мельхиора) и своевременно не удаляются с них, то пользоваться такими приборами небезопасно для здоровья.

           Взаимодействие с  компонентами окружающей среды, основу которого также составляют окислительно-восстановительные  превращения, характерно для изделий из серебра. Возникновение на поверхности серебряных изделий темного налете сульфида серебра происходит в обычных условиях во влажном воздухе, практически всегда содержащем следы сероводорода, в присутствии кислорода и описывается следующим химическим уравнением:

     4Ag + 2H₂S + O₂ Þ 2Ag₂S + H₂O.

2.2. Отбеливающие и дезинфицирующие химические вещества.

           Наиболее распространены среди отбеливающих химических веществ: соли хлорноватистой кислоты, в том  числе гипохлорит натрия (NaClO) и хлорная известь (CaClOCl), пероксид водорода (H₂O₂), пероксогидрат бората натрия (NaBO₃) и др. Они применяются для отбеливания неокрашенных растительных (хлопчатобумажные и льняные ткани, бумага) и животных (шерсть) материалов, имеющих желтоватый или сероватых оттенок, обусловленный более сильным поглощением синих и фиолетовых лучей. Основной операцией отбеливания следует считать окисление вышеперечисленными химическими соединениями лигнина, составной части древесины; первичных гидроксильных групп в макромолекуле целлюлозы до альдегидных и далее до карбоксильных; естественных красящих веществ волокна. При отбеливании солями хлорноватистой кислоты в пропитанной раствором гипохлорита ткани происходит частичное образование хлорноватистой кислоты под воздействием углекислого газа воздуха: