Окислительно-восстановительные реакции презентация

Содержание

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 особенности композитов по сравнению с традиционными материалами 485
Дифузія у побуті 1214
Полимерные материалы, пластмассы и изделия из них 526
Органическая химия. Установочная лекция 473
Ауылшаруашылық дақылдарының тұқымдарын фунгецидтермен улау және химиялық қорғау тәсілдерінің биологиялық 626
Валентные состояния атома углерода. Гибридизация 491

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