Реакции
<<  Физические методы химического анализа в геологии Фотохимические реакции  >>
В качестве второго полуэлемента (электрода сравнения) обычно
В качестве второго полуэлемента (электрода сравнения) обычно
ОВ индикаторы
ОВ индикаторы
Картинки из презентации «Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: IMIR1. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 89 КБ.

Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал

содержание презентации «Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Окислительно-восстановительные 12соблюдаются не всегда. Рассмотрим реакцию.
превращения (ox-red реакции) 2Fe2+ + Br2 = 2Fe3++ 2Br–. Здесь
Окислительно-восстановительный потенциал. коэффициенты перед Br2 и Br– различны.
Окислительно-восстановительный или Сокращения не будет. Потенциал в точке
электродный потенциал - мера способности эквивалентности в этом случае зависит от
восстановителя и окислителя окислительно- концентрации Br–. 12.
восстановительной пары к отдаче или 13Очень важно. Полученные простые
присоединению электронов. Для полуреакции соотношения соблюдаются не всегда.
ox + ze = red Уравнение Нернста имеет вид. Рассмотрим реакцию. 2 Fe2+ + Br2 = 2 Fe3+
где Е — электродный потенциал, Е0 — + 2 Br–. Здесь коэффициенты перед Br2 и
стандартный электродный потенциал, R — Br– различны. Сокращения концентраций не
газовая постоянная, Т — абсолютная будет. Потенциал в точке эквивалентности в
температура, F — число Фарадея, z — число этом случае зависит от концентрации Br–.
электронов в полуреакции; aox и ared — Однозначной связи потенциала E c долей D в
активности окисленной и восстановленной ходе титрования также не будет. Причина –
форм, соответственно; yox и yred — разные коэффициенты в уравнении реакции
молярные коэффициенты активности. В перед ox1 и red1 или перед ox2 и red2. n2
разбавленных растворах yox / yred ?1. 1. ox1 + n1 red2 = n2 red1 + n1 ox2. Такие
2Величина 2.303 RT/F = 0.0592 В / случаи нередки. Например, в иодометрии I2
лог.ед при 25оС. Следовательно, Инертный восстанавливается до I-; в бихроматометрии
электрод (платиновый, золотой, из углерода Cr2O72- восстанавливается до Cr3+. 13.
и др.), опущенный в раствор, в котором 14ОВ индикаторы. Indox + z e = Indred,
одновременно присутствуют ox и red с разный цвет окисленной и восстановленной
равновесными концентрациями [ox], [red], форм. Нужно, чтобы E0'Ind был близок к
приобретает потенциал Е. На практике можно EТЭ. Примеры. 1) дифениламин (E0'Ind =
измерить только разность потенциалов двух 0,76 В в 1 M H2SO4). Получающийся
электродов. Второй электрод погружают в дифенилбензидин имеет интенсивный
раствор с другой парой окислителя и сине-фиолетовый цвет. 2) ферроин (E0'Ind
восстановителя. Растворы соединяют между =1,06 В в 1 M H2SO4). [Fe(phen)3]3+ + e =
собой специальным электролитическим [Fe(phen)3]2+. (бледно-голубой?красный).
контактом, который, не позволяя растворам 14.
смешиваться, все же разрешает переход 15Частные случаи (методики) ОВ
ионов и замыкает электрическую цепь (см. титрования Перманганатометрия.
рис.). 2. Преимущественно в кислых растворах.
3В качестве второго полуэлемента Перманганат-ион восстанавливается до Mn2+
(электрода сравнения) обычно используют MnO4– + 8 H+ + 5 e = Mn2+ + 4 H2O; E0
стандартные системы. Так, большинство =1.51 В. Стандартизуют KMnO4 по оксалату
справочных величин электродных потенциалов натрия Na2C2O4. 2 MnO4- +5 C2O42­ + 16 H+
приведены по отношению к стандартному = 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O. Эта реакция
водородному электроду с полуреакцией H+ + автокаталитическая, необходимо присутствие
e = ? H2 (газ). Для него уравнение Нернста хотя бы следов Mn2+. Применяют для
имеет вид E = E0H = 0.0592 lg определения многих веществ —
(aH+/p(H2)1/2). Для стандартных условий металлического железа, Fe2+, Sn2+, Sb3+,
(p(H2) = 1 атм, aH+ = 1) потенциал мышьяковистой кислоты. Поскольку KMnO4
водородного электрода принят равным нулю интенсивно окрашен, то прямая
при всех температурах: E0H = 0. 3. перманганатометрия является
4Величина Е0 – E0H = E0 является мерой безындикаторным методом. 15.
константы равновесия ОВ реакции. Связь 16Дихроматометрия. Дихромат калия в
имеет вид: n F E0 / RT = ln K или для 25оС кислой среде является сильным окислителем
n E0 / 0.0592 = lg K Чем сильнее Cr2O72– + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O; E0
окислитель, тем выше E0. Чем сильнее = 1.33 В. K2Cr2O7 используется сам по
восстановитель, тем ниже E0. Когда себе. Растворы устойчивы неопределенно
металлический электрод (M) опущен в долгое время. В качестве индикатора в
раствор соли этого же металла, его дихроматометрии чаще всего используют
потенциал также описывается уравнением дифениламин. Если дифениламин применяют
Нернста: Стандартный потенциал Е0 при титровании раствора железа(II), то в
полуреакции Mz+ + z e = M0 также относят к раствор добавляют фосфорную кислоту,
стандартному водородному электроду. Он которая переводит Fe3+ в бесцветные
связан с константой соответствующего комплексы FeH2PO42+ и FeHPO4+. Применяют
равновесия восстановления иона металла для определения Fe2+, Cu+, Sn2+ и т. д.
водородом Mz+ + (z/2) H2 = M0 + z H+, K. 16.
4. 17Иодометрия. В основе полуреакция: I2 в
5Если в полуреакции участвуют ионы + 2 e = 2 I–, E0 = 0.621 В. Растворимость
водорода, то в уравнение Нернста входит самого I2 в воде 1 ? 10–3 M. Для
концентрация [H+]. Пример. 5 Fe2+ + MnO4– увеличения общей концентрации иода в
+ 8 H+ = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O MnO4– + 8 раствор добавляют избыток KI или NaI. В
H+ + 5 e = Mn2+ + 4 H2O Fe3+ + e = Fe2+. результате образуются комплексы I3- (I2 +
Для пары MnO4-/Mn2+ уравнение Нернста I- = I3-, K = 700). I3- + 2 e = 3 I-, E0 =
имеет вид. Для пары Fe3+/Fe2+ E = E20 + 0.545 B В реакциях молекулярный иод I2 и
0.0592 lg([Fe3+] / [Fe2+]). 5. трииодид-ион I3- ведут себя похожим
6Обозначим для первой пары. Величина образом, поэтому уравнение реакций обычно
Е0? называется формальным, или реальным, пишут, используя I2. В кислых средах (в
окислительно- восстановительным отличие от щелочных) ионы водорода не
потенциалом. Такое выделение имеет смысл, участвуют в реакции
если рН = const. Пусть в растворе есть окисления-восстановления, поэтому
лиганды, способные давать комплексы с потенциал этой пары не зависит от pH
ионами железа 2+ и 3+. Тогда. 6. раствора. Потенциалы пар I2/I- и I3-/I-
7В этом случае формальный потенциал невысоки, поэтому применение прямого
можно определить как. и переписать иодометрического титрования ограничено:
уравнение Нернста в виде E = E0' + 0.0592 его используют при определении сильных
lg (CFe3+ / CFe2+). Эти уравнения восстановителей As3+, Sb3+, H2S, SO32-,
показывают, что формальный потенциал может S2O32-. 17.
зависеть от наличия дополнительных 18Гораздо чаще применяют косвенный
процессов – комплексообразования, метод, с помощью которого определяют
протонирования и других. Важное замечание. многие окислители. Для этого к растворам,
Для обеих полуреакций потенциал E один и содержащим окислители, прибавляют
тот же. Поэтому выбор пары для записи иодид-ион в значительном избытке. Избыток
уравнения Нернста в равновесном растворе I– сдвигает равновесие его окисления в
совершенно произволен. Он определяется сторону более полного образования I2,
только удобством. Если есть равновесие ОВ который затем уже титруют стандартным
реакции, то безразлично, для какой пары раствором тиосульфата натрия: В щелочных
писать. Если равновесия нет – то нельзя растворах иод гидролизуется с образованием
писать ни для какой. 7. IO–. В сильнокислых растворах сильно
8Связь константы равновесия и влияет кислород воздуха O2 + 4 I– + 4 H– =
окислительно-восстановительного 2 I2 + 2 H2O. Раствор тиосульфата натрия
потенциала. Сравнение стандартных Na2S2O3 стандартизуют по окислителям, в
потенциалов (или формальных потенциалов) частности по иоду, выделившемуся при
указывает на направление взаимодействии с бихроматом Cr2O72- + 6 I-
окислительно-восстановительной реакции в + 14 H+ = 2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2O.
стандартных условиях. Пусть есть окс –ред Выделившийся иод оттитровывают раствором
реакция. n2 ox1+n1 red2 = n2 red1+n1 ox2. тиосульфата натрия. Косвенным
Вычитая уравнения Нернста для 1 и 2 пары, иодометрическим методом определяют
получим выражение для связи стандартных окислители Cu2+, Cr2O72-, Cl2, Br2, ClO–,
потенциалов с константой. Пусть в исходном IO3-. 18.
растворе содержится только ox1, и к нему 19Дополнительно. В справочной литературе
добавляют раствор, содержащий red2. для иода присутствуют три стандартных
Найдем, при каком условии реакция пройдет потенциала, относящихся к разным
на 99,9 % или больше. 8. полуреакциям: I2 в + 2 e = 2 I-, E0 =
9Из выражения для константы следует, 0.621 B (иод в растворе) I2 s + 2 e = 2
что. Или lg K ? 3 (n1+n2), или. Замечание I-, E0 = 0.536 B (иод в твердом виде) I3-
Этот вывод справедлив, если коэффициенты + 2 e = 3 I-, E0 = 0.545 B (иод в
при ox1 и red1, а также при ox2 и red2 комплексе) Им соответствуют разные формы
попарно одинаковы. Если это не так, то уравнения Нернста. Использование иода
глубина превращения будет зависеть не лежит в основе очень важной реакции
только от K, но и от концентраций форм. Фишера, при помощи которой определяют
Пример. Реакция окисления железа(II) содержание воды в органических
дихромат-ионами: В данном случае растворителях и других объектах. Уравнение
коэффициенты перед Cr2O72– и Cr3+ в реакции имеет вид I2 + SO2 + H2O = 2 I- +
уравнении реакции не совпадают (1 и 2 SO42- + 2 H+ В отсутствии воды реакция не
соответственно). Глубина превращения будут идет. Исходные реактивы – иод и SO2,
зависеть от [Cr3+] или от СCr. 9. растворенные в сухом метаноле. Процесс
10Окислительно-восстановительное ведут в присутствии сухого пиридина для
титрование. Очень широко применяется в связывания ионов Н+. Конечную точку
практике. Однако ОВ реакции часто фиксируют либо по появлению коричневого
протекают медленно и нестехиометрично, и окрашивания, либо инструментально. 19.
это ограничивает его применение. В 20Цериметрия. В основе лежит обратимая
титриметрии используют реакции, которые полуреакция Ce4+ + e = Ce3+. Церий(IV)
протекают быстро и количественно. Кривые является сильным окислителем.
ОВ титрования строят в координатах E—D, Цериметрическое титрование проводят в
где Е — потенциал системы, D — доля сильнокислых растворах для предотвращения
титрования. Пусть, раствор восстановителя гидролиза Ce(IV). Ионы церия(IV) образуют
(red2) титруют раствором окислителя (ox1). комплексы с хлорид-, сульфат- и
Протекает реакция. n2 ox1 + n1 red2 = n2 нитрат-ионами. Поэтому реальный потенциал
red1 + n1 ox2. Если есть равновесие, то на пары Ce(IV)/Ce(III) зависит от природы
любом этапе потенциал Е может быть выражен кислоты и ее концентрации, например, E0' =
уравнением Нернста. 10. 1,28 В (HCl); 1,44 В (HNO3) и 1,70 В
11n2 ox1 + n1 red2 = n2 red1 + n1 ox2. (HClO4) при CH = 1 M. Для приготовления
Пусть общие концентрации реагирующих растворов церия(IV) используют
веществ С1 и С2, т. е. C1 = [red1] + [ox1] (NH4)2Ce(NO3)6, (NH4)4Ce(SO4)4? 2 H2O или
C2 = [red2] + [ox2]. Нормальные CeO2 (плохо растворяется). Стандартизацию
концентрации ox1 и red2 равны ведут чаще всего по оксалату натрия
соответственно N1 = C1 z1 N2 = C2 z2. Доля Na2C2O4. Конечную точку титрования
титрования определяется выражением D = N1 фиксируют чаще всего с помощью ферроина.
/ N2. В начальной точке титрования (D = 0) 20.
[ox1], [red1], [ox2] = 0 - потенциал 21Броматометрия. Бромат-ион является
электрода как правило неустойчив и не сильным окислителем BrO3- + 6 H+ + 6 e =
измеряется. До ТЭ (0 < D < 1). E = Br– + 3H2O; E0 =1,45 В. Избыточная капля
E0'2 + 0.0592 / z2 lg (D / (1 - D)). При D бромата окисляет бромид-ион до свободного
= 0,5 (наполовину оттитрованный раствор брома: BrO3- + 5 Br– + 6 H+ = 3 Br2 + 3
пробы) E = E0'2. 11. H2O. Два типа броматометрических
12n2 ox1 + n1 red2 = n2 red1 + n1 ox2. В определений: -прямое титрование:
точке эквивалентности n1 [red1] = n2 [ox2] тиомочевина, тиоэфиры, селен, селениты,
и n1 [ox1] = n2 [red2] ? Умножаем перекись водорода, гидразин и т. д.
уравнение Нернста для каждой пары на n1 -второй тип: бромид-броматная смесь
или n2 и складываем. (N1 + n2) eэк = выделяет бром, который реагирует с
n1e0'1 + n2e0'2 или eэк. При n1 = n2 или органическими соединениями. Раствор
z1 = z2 Eэк = (E0’1 + E0’2) / 2. После бромата калия KBrO3 является первичным
точки эквивалентности. При D = 2 E = E0’1. стандартом и готовится по навеске. 21.
Важно. Полученные простые соотношения
Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/okislitelno-vosstanovitelnye-prevraschenija-ox-red-reaktsii-okislitelno-vosstanovitelnyj-potentsial-232261.html
cсылка на страницу

Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал

другие презентации на тему «Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал»

«Скорость реакции» - Отчёт групп. Определите тип реагирующих систем. Площадь соприкосновения. Присутствие катализаторов или ингибиторов. Факторы, влияющие на скорость. Какие типы реакций называются гомо(гетеро) генными? Определите температурный коэффициент. Лабораторная работа. Температура. Что такое энергия активации? Чем определяется скорость реакций?

«Превращение насекомых» - Личинка в целом сходна со взрослой стадией. Метаморфоз насекомых. Избыточное полное превращение характерно для веерокрылых, жужжал, нарывников и др. Развитие мух мухи. Функция расселения может выполняться как имагинальной, так и личиночными стадиями. Функция расселения у червецов выполняется личинками I возраста, так называемыми бродяжками.

«Формулы химических реакций» - Химические уравнения. Если в схеме реакции есть формула соли, то вначале уравнивают число ионов образующих соль. М. В. Ломоносов. Перед формулой простого вещества можно увеличить в несколько раз коэффициент . Закон сохранения массы веществ. Алгоритм составления химических уравнений.

«Реакции» - Учитель подробно раскрывает хот опыта по учебнику. Выделение газа. Раскрыть роль химии в жизни человека. Приведите примеры сложных веществ? Проверка домашнего задания. Оборудование: Растворы – соляной кислоты и известковой воды, кусочек мрамора. Дать начальные представления о химической реакции. Появления запаха.

«Химические реакции 11 класс» - Отрицательно заряженные ионы. CuO – Класс соединения. Реакции, протекающие с выделением теплоты. Распад вещества на ионы. Биологически активные катализаторы. Кроссворд. Реакция обмена с водой. 2NaNO3 ? 2NaNO2 + O2 Тип реакции. Реакции, в которых указан тепловой эффект. Вещества, имеющие одинаковый состав, но разные свойства.

Реакции

28 презентаций о реакциях
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Реакции > Окислительно-восстановительные превращения (ox-red реакции) Окислительно-восстановительный потенциал