Составление окислительно восстановительных реакций презентация. Окислительно-восстановительные реакции

Тема проекта "Окислительно-восстановительные реакции".

Творческое название проекта "Кто-то теряет, а кто-то находит..." .

Координатор проекта Дробот Светлана Сергеевна , учитель химии, [email protected]

Учебный предмет - химия .

Участниками проекта стали одиннадцатиклассники.

Проект проводился с октябрь по декабрь (3 месяца) в 11 М классе.

Тема "Окислительно-восстановительные реакции" проходит красной нитью через весь курс химии в школе (8, 9 и 11кл) и является очень сложной для понимания процессов происходящих в результате этих реакций.

Основополагающий вопрос: Возможен ли конец света?

По этой теме были сформулированы следующие проблемные вопросы:

1.Где в окружающем нас мире мы встречаемся с ОВР?
2.В чем отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных?
3.Чем отличается степень окисления от валентности?
4.Какие особенности протекания ОВР в органической химии?

Проблемные вопросы были составлены таким образом, чтобы как можно подробнее показать все явления, связанные с окислительно-восстановительными процессами, происходящими в окружающем нас мире и вызвать интерес у ребят к изучению этих сложных химических процессов.

Учащимися были проведены исследовательские работы по поставленным перед ними проблемным вопросам. Они работали по двум направлениям. Одни проводили исследования, рассматривая ОВР как химический процесс:

1. Валентность и степень окисления.
4. ОВР в органической химии.
3. Что такое ОВР и что такое РИО.
4. Анод + катод = электролиз
5. Окислительно-восстановительные реакции

А другие с точки зрения практической значимости данных процессов:
1. В царстве рыжего дьявола.
2. Вы еще не в белом? Тогда мы идем к вам!
3. Семь чудес в живой и неживой природе.
4. Этот День Победы...

Презентацию "В царстве рыжего дьявола" можно использовать не только как исследовательскую работу, но и на уроках химии при объяснении данной темы потому, что здесь объясняется понятие коррозии, сущность этого процесса, классификация - химическая, электрохимическая, механохимическая; способы защиты от коррозии. А материал: виды коррозии, Знаете, ли Вы что.. выходит за рамки учебной программы.

В презентации "Вы еще не в белом?…" идет речь о применении окислительно-восстановительных реакций в быту. Стирка по-научному - выведение пятен иода, пятен различного вида; рекомендации обращения с изделиями из натуральной шерсти; о составе порошков и о роли того или иного компонента при стирке.

"Семь чудес живой и неживой природы". В этой презентации рассказывается о семи чудесах живой и неживой природы - горение, коррозия металлов, взрыве, электролизу, гниении, брожении, фотосинтезе. В результате был сделан вывод: эти семь чудес живой и неживой природы относятся к окислительно-восстановительным реакциям, окружающим нас и играющим огромную роль в нашей жизни.

"Этот день Победы". Применение окислительно-восстановительных реакций на войне.

Творческим итогом исследовательских работ учащихся становится образовательный сайт . Сайт объединяет в себе весь материал по теме. В нем же находится проверочный тест, который позволяет проверить знания и получить оценку. Преимущество данного сайта в том, что он доступен любому учащемуся по сети Интернет.

Подводя итоги своих исследовательских работ, учащиеся пришли к выводу, что весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные и пока в природе существуют окислительно-восстановительные процессы, конец света невозможен.

В ходе работы над проектом был разработан дидактический материал (тесты, методы определения валентности, степени окисления; составление ОВР методом электронного баланса, составление ОВР методом полуреакций, правило составления реакций ионного обмена).

Работая над проектом, было использовано большое количество научной, методической, научно-популярной литературы.

Так же были использованы ресурсы Интернет.

Наш проект поможет учащимся самостоятельно разобраться в трудных вопросах данной темы, а так же подготовиться к сдаче ЕГЭ по химии.

Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные.

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в положительно заряженный ион: Zn 0 – 2e Zn 2+ отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe 2+ -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в отрицательно заряженный ион S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Величина положительно заряженного иона (атома) уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn e Mn +2 S e S +4 или он может перейти в нейтральный атом: Н + + е Н 0 Cu e Cu 0

Восстановители - атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны. Они в процессе ОВР окисляются Типичные восстановители: атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор; отрицательно заряженные ионы: Cl, Br, I, S 2, N 3. Не являются восстановителем фторид- ионы F. ионы металлов в низшей с.о.: Fe 2+,Cu +,Mn 2+,Cr 3+ ; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO 3 2, NO 2 ; СО, MnO 2 и др.

Окислители - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны. Они в процессе ОВР восстанавливаются Типичные окислители: атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ ионы металлов в высшей с.о.: Cu 2+, Fe 3+,Ag + … сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 и др.

Степени окисления серы: -2,0,+4,+6 Н 2 S -2 - восстановитель 2Н 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 S 0,S +4 O 2 – окислитель и восстановитель S+O 2 =SO 2 2SO 2 +O 2 =2SO 3 (восстановитель) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (окислитель) Н 2 S +6 O 4 - окислитель Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O

Определение степеней окисления атомов химических элементов С.о. атомов х/э в составе простого вущества = 0 Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе иона равна заряду иона Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе сложного вещества равна 0. K +1 Mn +7 O х+4(-2)=0

Классификация окислительно- восстановительных реакций Реакции межмолекулярного окисления 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Реакции внутримолекулярного окисления 2KCl +5 O KCl O 2 0 Реакции диспропорционирования, дисмутации (самоокисления-самовосстановления): 3Cl KOH (гор.) KCl +5 O 3 +5KCl -1 +3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Это полезно знать Степени окисления элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте, например: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 и H 2 Cr 2 +6 O 7 Степень окисления кислорода в пероксидах равна -1 Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS 2 Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления В соединениях NH 3, CH 4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты Продукты восстановления серы: H 2 SO 4 + оч.акт. металл (Mg, Li, Na…) H 2 S H 2 SO 4 + акт. металл (Mn, Fe, Zn…) S H 2 SO 4 + неакт. металл (Cu, Ag, Sb…) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + неметаллы (C, P, S…) SO 2 Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

Пероксид водорода в окислительно- восстановительных реакциях Среда раствора Окисление (Н 2 О 2 -восстановитель) Восстановление (Н 2 О 2 -окислитель) кислая Н 2 О 2 -2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2Н + +2е2Н 2 О (О е2О - 2) щелочная Н 2 О 2 +2ОН -О 2 +2Н 2 О (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2) нейтральная Н 2 О 2 - 2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2)

Азотная кислота в окислительно- восстановительных реакциях Продукты восстановления азота: Концентрированная HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Металлы в ЭХРНМ Al …Cu; неметаллы S, P, As, Se) Разбавленная HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Разбавленная HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Очень разбавленная: N e N -3 (NH 4 NO 3) (активные металлы в ЭХРНМ до Al)

Значение ОВР ОВР чрезвычайно распространены. С ними связаны процессы обмена веществ в живых организмах, дыхание, гниение, брожение, фотосинтез. ОВР обеспечивают круговорот веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и другие ценные химические вещества. ОВР лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в эклектическую энергию в аккумуляторах гальванических элементах.

ГБОУ ВПО ТюмГМА Минздрава России
Кафедра аналитической и органической химии
Химия общая и неорганическая
Окислительновосстановительные реакции
Лекция для студентов 1 курса фармацевтического факультета

Классификация реакций

2
Все химические реакции можно
разделить на 2 группы, в одних
реакциях степень окисления атомов
остается неизменной (обменные
реакции), а в других реакциях она
меняется – это окислительновосстановительные реакции.
Протекание их связано с переходом
электронов от одних атомов (ионов) к
другим.
2

Процесс отдачи электронов окисление, сопровождается увеличением

уменьшением отрицательной. Процесс
принятия электронов - восстановление,
сопровождается уменьшением
положительной степени окисления или
увеличением отрицательной.
3
3

Атомы, молекулы или ионы,
присоединяющие электроны, называются
окислителями. Атомы, молекулы или ионы,
отдающие электроны, называются
восстановителями.
Окисление всегда сопровождается
восстановлением. Окислительновосстановительные реакции представляют
собой единство двух противоположных
процессов – окисления и восстановления.
4

Окислители это:

простые вещества, атомы которых обладают
большой величиной электроотрицательности. Это
элементы VII, VI, V групп главных подгрупп, из них
наиболее активные – фтор, кислород, хлор.
сложные вещества, катионы которых находятся в
высшей степени окисления.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложные вещества, в анионах которых атом
металла или неметалла находятся в высшей
степени окисления
Например: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4.
5
5

Восстановители- это:

Элементы I, II, III групп главных подгрупп. Например:
Na, Zn, H2, Al.
Сложные вещества, катионы которых находятся в
низшей степени окисления. Например: SnCl2, FeCl2 .
Сложные вещества, у которых анионы достигают
предельной отрицательной степени окисления.
Например:
KI, H2S, NH3 .
Вещества, ионы которых находятся в промежуточных
степенях окисления могут быть как окислителем, так и
восстановителем Например: Na2SO3 .
Мерой восстановительных свойств служит величина
энергии ионизации (это энергия, необходимая для
6последовательного отделения электронов от атома.)6

Три типа окислительно-восстановительных реакций.

Три типа окислительновосстановительных реакций.
- межмолекулярные,
- внутримолекулярные,
- диспропорционирования
- В межмолекулярных ОВР
элементы
окислитель и восстановитель находятся в
разных веществах. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- восстановление
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+
- окисление
7

Внутримолекулярные
реакции
происходят с изменением степени
окисления разных атомов в одной и той
же молекуле. Например:
2 КClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2О2- - 4е- = О2
8
- восстановление
- окисление
8

Реакции диспропорционирования

протекают с одновременным
уменьшением и увеличением
степени окисления атомов одного
и того же элемента.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - восстановление
1 N 3+ - 2е = N 5+ - окисление
9

Влияние среды на характер протекания ОВР

- ОВР могут протекать в различных
средах: в кислой (избыток Н3О+ - ионов),
нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток
ОН- - ионов).
В зависимости от среды может
меняться характер протекания реакции
между одними и теми же веществами.
Среда влияет на изменение степени
окисления атомов.
10

Рассмотрим несколько примеров.

KMnO4 (перманганат калия) является
сильным окислителем, в сильнокислой
среде восстанавливается до ионов Мn2+,
в нейтральной среде - до MnO2 (оксида
марганца IV) и в сильно щелочной среде
- до МnО42- (манганат-иона).
1.
11

Схематично:
Окисленная
форма
Восстановленная
форма
Н3О+
KMnO4
Н2О
ОН-
Мn 2+ (бесцветный р-р)
MnO2 (бурый осадок)
МnО42- (зеленый р-р)
12

Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода

Окислительно- восстановительная
двойственность пероксида водорода
Пероксид водорода как окислитель.
Н –О
Н– O
Н+
+
ОН-
2Н2О
2ОН-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
Н2О2 + 2е = 2ОН-
Пероксид водорода как восстановитель.
Н –О
Н –O
13
Н+
O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
ОН- O2 + 2Н2О;
Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О
13

Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О7

3. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия
К2Сr2О7 - сильные окислители. В кислых и
щелочных растворах соединения Сr(III) и
Сr(VI) существуют в разных формах.
Окисленная
Восстановленная
форма
форма
Cr2O72- + H3O+
2 Cr 3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронно-ионного
баланса (метод полуреакций).
Реакции, протекающие в кислой среде.
Правило: если реакция протекает в кислой
среде, то можно оперировать ионами Н3О+
(Н+) и молекулами воды. Ионы Н3О+ (Н+)
записывают в той части уравнения
полуреакции, где есть избыток кислорода,
молекулы воды записывают
соответственно в той части, где кислорода
нет или есть недостаток его. Причем
количество Н3О+ (Н+) берется в два раза
больше, чем количество избыточных атомов
16
кислорода.

Пример 1.
КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
ок
вос
среда
Решение
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SО32- + Н2О – 2е = SО42- + 2Н+
2MnО4- +16H++5SО32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 = 2MnSO4 + К2SO4 +5Na2SO4
+ 3H2O
КMnО4 –окислитель, вос-ся; Nа2SО3 –восстановитель, окис-ся
17

Пример 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
ок.
вос.
среда
Решение.
1| Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O
3| 2Br- - 2e = Br2
Cr2O72- + 14H+ + 6Br- = 2Cr3+ + 7H2O + 3Br2
Na2Cr2O7 + 6KBr + 7 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Br2 +
3 К2SO4 + Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 - окислитель, восстанавливается;
18KBr - восстановитель, окисляется.
18

Реакции, протекающие в щелочной среде.

Правило: если реакция протекает в
щелочной среде, то можно оперировать
ионами ОН- и молекулами воды. Ионы ОНзаписываются в той части уравнения
полуреакции, где есть недостаток
кислорода, молекулы воды записываются
соответственно в той части, где
кислорода больше. Причем, на каждый
недостающий атом кислорода записывают
два иона ОН-.
19
19

Пример 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
вос.
ок.
среда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O
3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - восстановитель, окисляется;
KNO3 - окислитель, восстанавливается.
20

Пример 2.

КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
ок.
вос.
среда
Решение.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KМnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2О
21

Реакции, протекающие в нейтральной среде.

22
Правило: если реакция протекает в нейтральной среде,
следует оперировать только молекулами воды. Причем
избыток кислорода в окислителе связывается молекулами
воды, за счёт ионов Н3О+ (Н+), на каждый избыточный атом
кислорода расходуется одна молекула воды, которая
ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе
накапливаются ОН- - ионы и ставятся они в правую часть
уравнения полуреакции. Недостаток кислорода
восстановитель восполняет из молекул воды за счет ОН- ионов, на каждый недостающий атом кислорода расходуется
одна молекула воды, которая ставится в левую часть
уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ионы
Н3О+ (Н+) и ставятся они в правую часть уравнения
полуреакции.
22

Пример 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
ок.
вос.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 +3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
КMnО4–окислитель, вос-ся;
23
Nа2SО3–восстановитель, окис-ся
23

Пример 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
вос.
ок.
среда
Решение.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 - восстановитель, окисляется;
KMnO4 – окислитель, восстанавливается.
24

Теория возникновения
равновесных электродных и
окислительно-восстановительных
потенциалов
Определение направления
окислительно-восстановительного
процесса

Механизм возникновения электродного потенциала

Ме Меn+ + n e

При погружении металла в воду…

Ме + m Н2О Меn+(Н2О)m+n e
Меn+(Н2О)m+ne Ме + m Н2О
Ме +m Н2О Меn+ (Н2О)m+
ne

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут аналогичными.

Zn
Cu
Для сравнения электродных
потенциалов различных
металлов выбирают
стандартные условия:
температура - 250 С, давление
- 101,3 кПа, активность
одноименного иона - 1 моль/л.
Разность потенциалов,
возникающая между
металлом и раствором в
таких условиях называется
стандартным электродным
потенциалом.

Стандартный электродный потенциал

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В каче

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС
гальванического элемента, составленного из данного электрода и
электрода сравнения. В качестве электрода сравнения
используют нормальный водородный электрод (нвэ):
H2 2H+ + 2e
Pt (H2) | 2H+
Н2
Платиновый электрод,
покрытый платиновым
порошком, в водном
растворе кислоты с
с(Н+) = 1 моль/л и
омываемый
газообразным водородом
(р = 1 атм)
при 298 К

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Li
Ba
Na
Zn
Fe
Pb
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
-0,13
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
Au
+0,34
+0,80
+1,5
Cu2+
Ag+
Au3+

Величина потенциала в реальных условиях
рассчитывается по уравнению Нернста:
E Me n / Me E
0
Me n / Me
RT
ln a Me n
nF
Переходной множитель от ln к lg
RT
при 20 С:
2,303 0,058
F
RT
0
при 25 С:
2,303 0,059
F
0
E Me n / Me E
0
Me n / Me
0,059
lg a Me n
n

E
0
Men / Me
- стандартный электродный потенциал,
измеренный при стандартных условиях:
Т 298 К
aMen 1 моль/л
F 96500 Кл / моль
Дж
R 8,314
моль К

Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

E2 H / H E
2
0
2H / H2
0,059 lg a H
=0
lg a H pH
pH
E2 H / H 0
2
0,059

Хлорсеребряный электрод (ХСЭ)

Ag, AgCl | KCl
Электрод второго рода
AgCl
KCl
Ag
При погружении в раствор
соли одноименного
аниона его потенциал
будет определяться
активностью аниона в
растворе.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем
меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. в этих
условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал,
возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:
E х.с. Е
0
Ag
Ag
RT
ln a Ag
nF

K s a Ag aCl ; a Ag
Eх.с. Е
Eх.с. Е
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Ks
aCl
RT K s
ln
nF aCl
RT
RT
ln K s
ln aCl
nF
F
0,222
E х.с. 0,222 0,059 lg a Cl

    E х.с.

E х.с.
Значение потенциала хлорсеребряного
электрода при разных концентрациях водного
раствора KCl при Т= 298 К

Гальванические элементы

Изометаллические
Биметаллические

Гальванический элемент (биметаллический)

Анод: Zn - 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Граница раздела фаз
-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +
Устранен диффузионный
потенциал
р-р ZnSO4
р-р CuSO4

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

ЕГЭ Екатода Еанода;
ЕГЭ Е
0
0
кат.
Е
0
если Е0Zn 2 / Zn 0,76 B ; ECu
0,34,
2
/ Cu
то, Е
0
ГЭ
0,34 (0,76) 1,1 B
0,059
E Zn 2 / Zn Е
lg a Zn 2
n
0,059
0
ECu2 / Cu ЕCu2 / Cu
lg a Cu2
n
0
Zn 2 / Zn
E ГЭ
0,059 a Cu2
1,1
lg
n
a Zn 2
0
ан.

Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)

Анод: Zn Zn2+(0,1н) +2e
Катод: Zn2+(1н) +2e Zn
Zn2+(1н) Zn2+(0,1н)
- Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 н (a1)
p-p ZnSO4 1 н (a2)
a1 < a 2

E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E ГЭ
0,059
lg a Zn 2 (a 2)
n
0,059
lg a Zn 2 (a1)
n
0,059 a 2
lg
n
a1

Окислительно-восстановительные потенциалы

Pt
Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е (Pt пл-ка)
Red Ox + ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная форма
Уравнение Нернста:
FeCl2 , FeCl3
Е ок. ф./ в.ф. Е
0
ок. ф./ в.ф.
RT Сокисл. ф-ма
ln
nF
Свосст. ф-ма
Стандартный ОВ потенциал

Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)

ОВ потенциал зависит от:

температуры
природы окислителя и восстановителя
концентрации окисленной и
восстановленной форм
рН среды

Стандартный ОВ потенциал

ЭДС ГЭ, составленного из окислительновосстановительной
системы,
содержащей
окисленную и восстановленную формы в
концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть
стандартный ОВ потенциал данной ОВ
системы

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+,
то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л
а(H+)= 1 моль/л

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста:

Е MnO / Mn 2
4
4
8
RT [ MnO ][ H ]
1,51
ln
2
5F
[ Mn ]

Чем больше стандартный ОВ
потенциал системы, тем в большей
степени выражены ее окислительные
свойства в стандартных условиях.
Например,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0= 1,51 B
E0= 0,77 B
E0= 0,15 B

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

G 0
G реакции Gпрод. Gисх. в.
G Аполезная Аэл.
Аэл. q E
q nF
Переносимый эл.
заряд
Эл. работа по
переносу электронов
Разность потенциалов
между электродами
Число электронов, переходящих в
элементарном акте ОВР
E Eок ля Ев ля
G nF E
если G 0, то E 0

Пример:

3
Со / Co
2
E
0
(ок., в.)
1,84 В
Fe 3 / Fe 2 E (0ок., в.) 0,77 В
Со
3
окислитель
Fe
2
2
восстанови тель
Е Е
Е 0, следовательно, реакция протекает
0
ок.
Е
Co Fe
3
0
восс.
1,84 0,77 1,07
самопроизвольно слева направо

Глубина протекания ОВ реакций

А В С D
K х. р.
[ D ]
; G 0 RT ln K х. р.
[ A][ B ]
0
G
nF E
RT ln K х. р. nF E nF (Eок0 л я Eв0 л я)
nF (Eок0 л я Eв0 л я)
ln K х. р.
RT
ln K х. р. тем больше, чем больше разность Eок0 л я Eв0 л я,
а K х. р. оценивает глубину протекания хим. реакции

Окислительно-восстановительные ГЭ

Окислительновосстановительные ГЭ

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
При замыкании цепи в
левом полуэлементе идет
процесс окисления - Iотдавая электроны
платине, превращаются в
I2, в результате пластинка
заряжается условно
отрицательно.
В правом полуэлементе
Fe3+ забирает электроны с
пластинки превращаясь в
Fe3+ , пластинка заряжается
условно положительно.
Система стремится
выровнять заряды на
пластинках за счет
перемещения электронов
по внешней цепи.

Ионоселективные электроды

Стеклянный электрод

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Стеклянный
корпус электрода
мембрана
раствор
мембрана
раствор
Ag AgCl, 0,1 M HCl стекло H+,раствор
1
2
3
стекл.= 1+ 2+ 3
Внутренний р-р
0,1 М НCl
1- потенциал внутреннего хлорсеребряного
электрода (const)
2- потенциал внутренней поверхности
стеклянной мембраны (const)
ХСЭ
3 - потенциал наружной поверхности
стеклянной мембраны (переменная)
1+ 2 = К
стекл.= К + 0,059 lg a(H+) или
Электродное стекло
(мембрана)
стекл.= К - 0,059 рН

Определение рН в лабораторном практикуме

К измерительному
прибору
ЭДС представленной цепи Ецепи:
Е цепи= Е х.с. – Е ст.
Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН
рН
Е цепи Е х.с. К
0,059
Е цепи const

1 слайд

2 слайд

Понятие окислительно-восстановительных реакций Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными

3 слайд

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в положительно заряженный ион: Zn0 – 2e → Zn2+ отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl- -2e →Cl20 S2- -2e →S0 Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe2+ -1e →Fe3+ Mn+2 -2e →Mn+4

4 слайд

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Атом превращается в отрицательно заряженный ион S0 + 2e → S2− Br0 + e → Br − Величина положительно заряженного иона (атома) уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn+7 + 5e → Mn+2 S+6 + 2e → S+4 − или он может перейти в нейтральный атом: Н+ + е → Н0 Cu2+ + 2e → Cu0

5 слайд

Восстановители - атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны. Они в процессе ОВР окисляются Типичные восстановители: ● атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn ● простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор; ● отрицательно заряженные ионы: Cl−, Br−, I−, S2−, N−3. Не являются восстановителем фторид- ионы F−. ● ионы металлов в низшей с.о.: Fe2+,Cu+,Mn2+,Cr3+; ● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO32−, NO2−; СО, MnO2 и др.

6 слайд

Окислители - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны. Они в процессе ОВР восстанавливаются Типичные окислители: ● атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ ● ионы металлов в высшей с.о.: Cu2+, Fe3+,Ag+ … ● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72-, SO3, MnO2 и др.

7 слайд

На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства

8 слайд

Например, азот имеет высокую электроотрицательность и мог бы быть сильным окислителем в виде простого вещества, но в его молекуле тройная связь, молекула очень устойчивая, азот химически пассивен.

9 слайд

Или НСLO более сильный окислитель в растворе, чем НСLO4, так как НСLO – менее устойчивая кислота.

10 слайд

Если химический элемент находится в промежуточной степени окисления, то он проявляет свойства и окислителя, и восстановителя.

11 слайд

Степени окисления серы: -2,0,+4,+6 Н2S-2 - восстановитель 2Н2S+3O2=2H2O+2SO2 S0,S+4O2 – окислитель и восстановитель S+O2=SO2 2SO2+O2=2SO3 (восстановитель) S+2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O (окислитель) Н2S+6O4 - окислитель Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

12 слайд

Определение степеней окисления атомов химических элементов С.о. атомов х/э в составе простого вущества = 0 Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе иона равна заряду иона Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе сложного вещества равна 0. K+1 Mn+7 O4-2 1+х+4(-2)=0

13 слайд

Классификация окислительно-восстановительных реакций Реакции межмолекулярного окисления 2Al0 + 3Cl20 → 2Al+3 Cl3-1 Реакции внутримолекулярного окисления 2KCl+5O3-2 →2KCl-1 + 3O20 Реакции диспропорционирования, дисмутации (самоокисления-самовосстановления): 3Cl20 + 6KOH (гор.) →KCl+5O3 +5KCl-1+3H2O 2N+4O2+ H2O →HN+3O2 + HN+5O3

14 слайд

Это полезно знать Степени окисления элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте, например: (NH4)2Cr2+6O7 и H2Cr2+6O7 Степень окисления кислорода в пероксидах равна -1 Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS2 Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления В соединениях NH3, CH4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

15 слайд

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты Продукты восстановления серы: H2SO4 + оч.акт. металл (Mg, Li, Na…) → H2S H2SO4 + акт. металл (Mn, Fe, Zn…) → S H2SO4 + неакт. металл (Cu, Ag, Sb…) → SO2 H2SO4 + HBr → SO2 H2SO4 + неметаллы (C, P, S…) → SO2 Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

Окислительно- восстановительные реакции самые распространенные и играют большую роль в природе. Они являются основой жизни на Земле, так как с ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных.

Дыхание В процессе дыхания углевод, жиры и белки в реакциях биологического окисления и постепенной перестройки органического скелета отдают спои атомы водорода с образованием восстановленных форм. Последние при окислении в дыхательной цепи освобождают энергию, которая аккумулируется в активной форме в сопряженных реакциях синтеза АТФ.

Химическая коррозия металлов После разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Такой тип коррозии присущ средам, которые не способны проводить электрический ток – это газы, жидкие неэлектролиты.