Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
13 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
3.04 MB
Просмотров:
79
Скачиваний:
0
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![Лекция Применение закона](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img0.jpg)
Содержание слайда: Лекция №6
Применение закона действующих
масс к окислительно-восстановительным равновесиям
Для студентов 2 курса фармацевтического факультета
№2 слайд![](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img1.jpg)
Содержание слайда: Окислительно-восстановительные
реакции
Окисление – это процесс, при котором происходит отдача электронов атомом, молекулой или ионом:
Na° – ē → Na+
Н2О2 – 2ē → 2Н+ + О2
SО32- + 2ОН‾ – 2ē → SO42- + Н2О
Восстановление – это процесс, при котором происходит присоединение электронов атомом, молекулой или ионом:
S° + 2ē → S2-
Н2О2 + 2Н+ + 2ē → 2Н2О
Сr2О72- + 14Н+ + 6ē → 2Сг3+ + 7Н2О
МnО4‾ + 8Н+ + 5ē → Мn2+ + 4Н2О
№3 слайд![](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img2.jpg)
№4 слайд![](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img3.jpg)
№5 слайд![В любой](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img4.jpg)
Содержание слайда: В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом с образованием нового окислителя и нового восстановителя
В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом с образованием нового окислителя и нового восстановителя
№6 слайд![](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img5.jpg)
№7 слайд![ОВ потенциал. Уравнение](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img6.jpg)
Содержание слайда: ОВ потенциал. Уравнение Нернста
аОх1 + nē → аRed1
bRed2 – nē → bOx2
aOx1 + bRed2 → аRed1 + bOx2
Устройство, в котором энергия
химической реакции преобразуется
в электрическую энергию, называют
гальваническим элементом
Fe2+ + Ce4+ → Fe3+ + Ce3+
№8 слайд![Стандартный водородный](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img7.jpg)
Содержание слайда: Стандартный водородный электрод
Потенциал отдельной редокс-пары измерить невозможно
Потенциал стандартного водородного электрода принимают равным нулю
ЭДС = Е1 – Е2; Е2 = 0
ЭДС = Е1
На практике для определения окислительно-восстановительного потенциала строят электрохимические цепи из некоторого стандартного электрода и электрода, на котором протекает соответствующий редокс-процесс. В водных растворах в качестве стандартного используют водородный электрод.
В такой цепи ЭДС приравнивается к значению
окислительно-восстановительного потенциала и выражается уравнением Нернста:
№9 слайд![Направление протекания ОВ](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img8.jpg)
Содержание слайда: Направление протекания ОВ реакции
Учет знака потенциала ОВ реакции (Е = Е1 – Е2) позволяет определить направление протекания в заданных условиях.
Если потенциал Е окислительно-восстановительной реакции больше нуля (Е = Е1 – Е2 > 0), то реакция протекает в прямом направлении. Если, наоборот, потенциал реакции меньше нуля (Е = Е1 – Е2 < 0), реакция протекает в обратном направлении. Если же потенциал реакции равен нулю (Е = Е1 – Е2 = 0), т.е. Е1 = Е2 (имеется равенство окислительно-восстановительных потенциалов обеих редокс-пар, участвующих в реакции), то система находится в состоянии химического равновесия.
№10 слайд![G -nFE G -nFE G lt , Е gt G](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img9.jpg)
Содержание слайда: ΔG = -nFE
ΔG = -nFE
ΔG < 0, Е > 0
ΔG > 0, Е < 0
ΔG = 0, Е = 0
При стандартных условиях
ΔG° < 0, Е° > 0 ΔG° > 0, Е° < 0 ΔG° = 0, Е° = 0
Определим, в каком направлении протекает в растворе реакция
Sn4+ + 2Fe2+ = Sn2+ + 2Fe3+ (n = 2)
Cтандартные окислительно-восстановительные потенциалы редокс-пар при комнатной температура равны: Sn4+ / Sn2+
Е1 = 0,15 В, Fe2+ / Fe3+ = 0,77 В.
Направления протекания реакции поступаем согласно изложенному выше:
Е° = Е°1 – Е°2 = 0,15 – 0,77 = -0,62 В < 0.
поскольку стандартный потенциал реакции оказался отрицательным, то реакция в заданных условиях протекает в обратном направлении, т.е. ионы железа(ІІІ) окисляют олово(ІІ), а не наоборот.
№11 слайд![Константа равновесия ОВ](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img10.jpg)
Содержание слайда: Константа равновесия ОВ реакции
aOx2+ bRed1 → cRed2+ dOx1
Уранения Нернста для ОВ пар
n – общее число электронов, участвующих в реакции ОВ
a, b, c и d – стехиометрические коэффициенты в уравнении этой реакции, учитывающие электронейтральность раствора.
В состоянии равновесия потенциалы обеих пар равны
ЕОх2/Red2 = ЕОх1/Red1
№12 слайд![После несложного](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img11.jpg)
Содержание слайда: После несложного преобразования получаем
Под знаком логарифма находится выражение константы равновесия, поэтому можно записать
Приведенные уравнения можно записать в виде:
n – наименьшее общее кратное из числа
отданных и принятых электронов.
Чем больше (EOx – ERed), тем больше
константа равновесия и тем полнее будет
протекать реакция слева направо.
№13 слайд![ОВ реакции в аналитической](/documents_6/79f7eb77c0e7b9f3bed001c13b318c1f/img12.jpg)
Содержание слайда: ОВ реакции в аналитической химии
В качественном анализе окислительно-восстановительные реакции используются для:
переведения соединений из низших степеней окисления в высшие и наоборот:
2[Сг(OН)6]3- + 3Н2O2 = 2СгO42- + 8Н2О + 2ОН‾
[Sn(OН)6]4- + Н2O2 = [Sn(OН)6]2- + 2ОН‾
АsO33- + Н2O2 → АsO43- + Н2O
переведения малорастворимых соединений в раствор:
МnO2·nH2O + Н2O2 +2Н+ → Мn2+ + O2 + (n+2)Н2O
2Со(ОН)3 + Н2O2 + 4Н+ → 2Со2+ + O2 + 6Н2O
обнаружения ионов:
2Bi(OH)3 + 3[Sn(OH)6]4- = 2Bi + 3[Sn(OH)6]2- + 6OH‾
2Мn2+ +5S2O82- + 8Н2O = 2МnO4‾ + 16Н+ + 10SO42-
- удаления ионов.
Для удаления нитрит-ионов при обнаружении нитрат-ионов используют реакцию с кристаллическим аммония хлоридом:
NO2‾ + NH4+ → N2 + 2H2O.