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
ГБОУ ВПО ТюмГМА Минздрава РоссииКафедра аналитической и органической химии
Химия общая и неорганическая
Окислительновосстановительные реакции
Лекция для студентов 1 курса фармацевтического факультета
Классификация реакций
2Все 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.
2Процесс отдачи электронов окисление, сопровождается увеличением
уменьшением отрицательной. Процесс
принятия электронов - восстановление,
сопровождается уменьшением
положительной степени окисления или
увеличением отрицательной.
3
3Атомы, 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 обладаютбольшой 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
7Внутримолекулярные
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 одновременнымуменьшением 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 различныхсредах: 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) являетсясильным 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.
11Схематично:
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- восстановительнаядвойственность 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 калияК2Сr2О7 - 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
1515
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).
Метод электронно-ионногобаланса (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 вщелочной 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.
22Правило: 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.
24Теория возникновения
равновесных электродных и
окислительно-восстановительных
потенциалов
Определение направления
окислительно-восстановительного
процесса
Механизм возникновения электродного потенциала
Ме Меn+ + n eПри погружении металла в воду…
Ме + m Н2О Меn+(Н2О)m+n eМеn+(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.
ZnCu
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 ЭДСгальванического 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
LiBa
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
nE
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 E2
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 | KClЭлектрод 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
nFK 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
ИзометаллическиеБиметаллические
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) +2eКатод: 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 2E 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
PtFe 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:
температурыприроды окислителя и восстановителя
концентрации окисленной и
восстановленной форм
рН среды
Стандартный ОВ потенциал
ЭДС ГЭ, составленного из окислительновосстановительнойсистемы,
содержащей
окисленную и восстановленную формы в
концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть
стандартный ОВ потенциал данной ОВ
системыЕсли 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 24
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 0G 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:
3Со / 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 DK 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 ГЭ2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCle
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 измерительномуприбору
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
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
- 1.ОВР.Классификация ОВР.
- 2.Метод электронного баланса.
- 3.Метод полуреакций.
- Закрепить умения учащихся применять понятие «степень окисления» на практике.
- Обобщать и дополнять знания учащихся об опорных понятиях теории ОВР.
- Совершенствовать умение учащихся применять эти понятия к объяснению фактов.
- Познакомить учащихся с сущностью метода полуреакций.
- Сформировать умение выражать сущность окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, ионно-электронным методом.
- Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
- Восстановителем называют реагент, который отдает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
- Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления .
- Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.
- 1. Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть окислителем.
- 2. Если элемент проявляет в соединении низшую степени окисления, то это соединение может быть восстановителем.
- 3. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как воcстановителем, так и окислителем.
- Задание:
- Предскажите функции веществ в окислительно-восстановительных реакциях:
- Вопросы:
- 1. Что называется процессом восстановления?
- 2. Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
- 3. Что называется процессом окисления?
- 4. Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
- 5. Определите понятие «восстановитель».
- 6. Определите понятие «окислитель».
- 7. Как предсказать функцию вещества по степени окисления элемента?
- 8. Назовите важнейшие восстановители и окислители.
- 9.Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
- По изменению степени окисления атомов элементов
- Окислительно-восстановительные
- Без изменения степени окисления атомов элементов
- К ним относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения
- Окислительно-восстановительными
- называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.
- реакции межмолекулярного окисления-восстановления
- реакции внутримолекулярного окисления-восстановления,
- реакции диспропорционирования, дисмутации или самоокисления-самовосстановления
- Частицы- доноры электронов (восстановители) – и частицы- акцепторы электронов (окислители) – находятся в разных веществах.
- К этому типу относится большинство ОВР.
- Донор электронов - восстановитель- и акцептор электронов – окислитель – находятся в одном и том же веществе.
- Атомы одного и того же элемента в веществе выполняют одновременно функции и доноров электронов (восстановителей) и акцепторов электронов (окислителей).
- Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы химических элементов в промежуточной степени окисления.
- Для составления окислительно-восстановительных реакций используют:
- 1) метод электронного баланса
- 2) Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций, или ионно-электронным методом
- Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислителю.
- Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
- Недостаток метода - при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.
- 1.Составить схему реакции.
- 2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
- 3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. В первом случае выполнить все последующие операции.
- 4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.
- 5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
- 6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещения электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещения электронов к атому элемента)
- 7. Определить восстановитель (атом элемента, от которого смещаются электроны) и окислитель (атом элемента, к которому смещаются электроны).
- 8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
- 9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
- 10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
- 11. Проверить уравнение реакции.
- Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение.
- Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих только в растворах.
- Достоинства метода.
- 1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. (Например, ионы а не атом азота со степенью окисления +3 и атом серы со степенью окисления +4.)
- 2. Понятие «степень окисления» не используется.
- 3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции.
- 4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
- (на примере взаимодействия цинка с концентрированной азотной кислотой)
- 1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, и окислитель и продукт его восстановления:
- ЕГЭ. ХИМИЯ: Универсальный справочник/ О.В.Мешкова.- М.: ЭКСМО, 2010.- 368с.
Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com
Подписи к слайдам:
Восстановительные реакции. Классификация ОВР. Цели урока: 1. обучающие - систематизировать знания учащихся о классификации химических реакций в свете электронной теории; - научить объяснять основные понятия ОВР; - дать классификацию ОВР 2. развивающие - развивать умение наблюдать, делать выводы; - продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать; 3. воспитательные - формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки; -воспитать умение слушать друг друга, анализировать ситуацию, совершенствовать культуру межличностного общения
Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции окислитель восстановитель, процессы окисления восстановления реакции межмолекулярные внутримолекулярные диспропорционирования Оборудование: ПСХЭ Д. И. Менделеева
При образовании определенных видов химической связи происходит процесс присоединения электронов атомом или их отдача, поэтому возможно образование общих электронных пар или заряженных частиц- катионов и анионов Процесс восстановления- процесс принятия электронов атомом (частицей) +n В результате наблюдается понижение степени окисления Т.о. при восстановлении- с.о. понижается Например +2 Задание. Напишите процесс восстановления меди () Процесс окисления - п роцесс отдачи электронов атомом (частицей) n В результате наблюдается повышение степени окисления Т.о. при окислении - с.о. повышается Например Задание. Напишите процесс окисления алюминия ()
Окислитель и восстановитель. Умение определять функции вещества/частицы (окислительные или восстановительные) по с.о. элемента Восстановитель - частица, атом, молекула, отдающие электроны (донор электронов). Восстановитель всегда повышает с.о. Окислитель - частица, атом, молекула, принимающие электроны (получатель электронов). Окислитель всегда понижает с.о. 1. Так если в соединении элемент находится в минимальной с.о., как сера в (-2 это минимальная с.о. серы / №группы -8 /), то соединение высупает в роли восстановителя Например: … 2. Если в соединении элемент находится в максимальной с. о., как сера в – соединение выступает в роли окислителя Например: H …
Важнейшие Окислители и Восстановители Окислители: K H А так же некоторые простые вещества Восстановители H H А так же некоторые простые вещества Металлы, CO, C Задание: Найдите среди предложенных соединений окислители и восстановители HN S CuO
Все химические реакции, которые протекают с изменением с.о. элементов называются окислительно -восстановительными.
Межмолекулярные ОВР- обмен электронами происходит между различными атомами (молекулами, ионами)- окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах: + = Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления – окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (молекуле, частице) = + 2 Реакции диспропорционирования (дисмутации) – реакции в которых один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя и в качестве восстановителя, причем в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же химический элемент в разных с.о. K _________________________________________________________________ Задание К какому типу ОВР относится реакция: N + + HN
ЗАКРЕПЛЕНИЕ 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Является ли реакция ОВР? Определить степень окисления элементов Найти окислитель, восстановитель Определить тип ОВР ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ 1. п.11, учить 2. из текста выписать ОВР всех типов (по два примера)
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.
