Окислительно-восстановительные реакции презентация

Содержание

Классификация реакций 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

Слайд 1Окислительно-восстановительные реакции
Лекция для студентов 1 курса фармацевтического факультета
ГБОУ ВПО ТюмГМА

Минздрава России Кафедра аналитической и органической химии Химия общая и неорганическая

Слайд 2Классификация реакций
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 окислительно-восстановительные реакции. Протекание их связано с переходом электронов от одних атомов (ионов) к другим.


Слайд 3

Процесс отдачи электронов - окисление, сопровождается увеличением положительной степени окисления или

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

Слайд 4
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Атомы, молекулы или

ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

Слайд 5Окислители 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.

Слайд 6Восстановители- 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 последовательного отделения электронов от атома.)


Слайд 7Три типа окислительно-восстановительных 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

Слайд 8 происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и

той же молекуле. Например:
2 КClO3 → 2KCl + 3O2

2 Cl5+ + 6e = Cl - - восстановление
3 2О2- - 4е- = О2 - окисление

Внутримолекулярные
реакции

Слайд 9 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

Слайд 10Влияние 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.

Слайд 11Рассмотрим несколько примеров.
1. 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).

Слайд 12Окисленная Восстановленная

форма форма

Н3О+ Мn 2+ (бесцветный р-р) KMnO4 Н2О MnO2 (бурый осадок)
ОН- МnО42- (зеленый р-р)

Схематично:

Слайд 13   Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода
Пероксид водорода как окислитель.
Н –

О Н + 2Н2О Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
| +
Н – O ОН- 2ОН- Н2О2 + 2е = 2ОН-
  
Пероксид водорода как восстановитель.

Н – О Н + O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
| +
Н – O ОН- O2 + 2Н2О; Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О

Слайд 14Окислительные 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- + OH- Cr(OH)3, CrO2-, [Cr(OH)6]3- 

Слайд 15К2Сr2О7

Слайд 16Метод 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 кислорода.

Слайд 17Пример 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

Слайд 18Пример 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;
KBr - восстановитель, окисляется.

Слайд 19Реакции, протекающие в щелочной среде.




Правило: если реакция протекает в щелочной среде,

то можно оперировать ионами ОН- и молекулами воды. Ионы ОН- записываются 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-.

Слайд 20Пример 1.
Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2

+ …
вос. ок. среда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH-

1 | 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.

Слайд 21Пример 2.


 
 
КMnО4 +Na2SO3 + KOH

= K2MnO4 + Na2SO4 + …
ок. вос. среда
Решение.
2 | MnO4- + 1e = MnO4 2-

1 | 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
 

Слайд 22 Реакции, протекающие в нейтральной среде.
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.

Слайд 23Пример 1.
KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4

+ …
ок. вос.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH-
3 | 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; Nа2SО3–восстановитель, окис-ся  

Слайд 24Пример 2.
MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 +

…
вос. ок. среда
Решение.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH-
3 | 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.
 

Слайд 25
Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов

Определение направления окислительно-восстановительного

процесса

Слайд 26Механизм возникновения электродного потенциала
Ме ↔ Меn+ + n e

Слайд 27При погружении металла в воду…
Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n e
Ме

+m Н2О ↔ Меn+ (Н2О)m+ n e

Меn+(Н2О)m+ne → Ме + m Н2О

Слайд 28 Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Слайд 29Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на

границе «металл – раствор», будут аналогичными.

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.

Слайд 30Стандартный электродный потенциал

Слайд 31Стандартный 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+

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

Слайд 32Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Слайд 33Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:

Слайд 35Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

Слайд 36Хлорсеребряный электрод (ХСЭ)
Ag, AgCl | KCl

Электрод второго рода

При погружении

в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться активностью аниона в растворе.

Слайд 37Ag ↔ Ag+ + e (1)
AgCl

↔ Ag+ + Cl- (2)

KCl → K+ + Cl- (3)

Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. [Ag+] в этих условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал, возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:

Ks

Слайд 39↑[Cl-] → ↓[Ag+] → ↓E х.с.
Значение потенциала хлорсеребряного электрода при

разных концентрациях водного раствора KCl при Т= 298 К

Слайд 40Гальванические элементы
Изометаллические
Биметаллические

Слайд 41Гальванический элемент (биметаллический)
Анод: Zn - 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e =

Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu


-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +


р-р ZnSO4

р-р CuSO4

Слайд 42Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Слайд 43Концентрационный 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 < a2

Слайд 45Окислительно-восстановительные потенциалы
Fe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)

Red ↔ Ox +

ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная форма

Уравнение Нернста:

Стандартный ОВ потенциал

Слайд 46Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)

Слайд 47ОВ потенциал зависит от:

температуры
природы окислителя и восстановителя
концентрации окисленной

и восстановленной форм
рН среды

Слайд 48Стандартный ОВ потенциал
ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и

восстановленную формы в концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ системы

Слайд 49
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

Слайд 50В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению

Нернста:

Слайд 51Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены

ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например,

MnO4-/Mn2+ E0= 1,51 B
Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B
Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B

Слайд 52Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

Слайд 53Пример:

Слайд 54Глубина протекания ОВ реакций

Слайд 55Окислительно-восстановительные ГЭ

Слайд 562KI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2+2КCl
При замыкании цепи

в левом полуэлементе идет процесс окисления - I- отдавая 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.

Слайд 57Ионоселективные электроды

Слайд 58Стеклянный электрод
R(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+, Li+
мембрана

раствор мембрана раствор
Ag⏐AgCl, 0,1 M HCl ⏐стекло ⏐H+,раствор
ϕ1 ϕ2 ϕ3

ϕстекл.= ϕ1+ ϕ2+ ϕ3
ϕ1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const)
ϕ2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const)
ϕ3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная)
ϕ1+ ϕ2 = К
ϕстекл.= К + 0,059 lg a(H+) или

ϕстекл.= К - 0,059 рН

Слайд 59Определение рН в лабораторном практикуме


ЭДС представленной цепи Ецепи:

Е цепи= Е х.с. – Е ст.

Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН




Слайд 60 БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ !

Похожие презентации

Основные методы получения моно- и поликристаллического SiC. Диаграмма состояния 347
Хімія в житті людини 509
Химическое равновесие 442
Кислотность и основность органических соединений. (Лекция 3) 634
Наиболее активные металлы: элементы I и II групп ПС 466
Классификация химических реакций по тепловому эффекту 407

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика