🗊Презентация Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции Лекция для студентов 1 курса фармацевтического факультета

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

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.

Окислители 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.

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 последовательного отделения электронов от атома.)

Три 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

происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле. Например: 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

Реакции диспропорционирования

Влияние среды на характер протекания ОВР -

Рассмотрим 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).

  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

Окислительные 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- 

К2Сr2О7

Метод 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.

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; KBr - восстановитель, окисляется.

Реакции, протекающие в щелочной среде.

Пример 1.

Пример 2.

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.

Пример 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  

Пример 2.

Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса

Механизм возникновения электродного потенциала Ме  Меn+ + n e

При погружении металла в воду… Ме + m Н2О  Меn+(Н2О)m+n e

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. 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 качестве электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ): H2  2H+ + 2e Pt (H2) | 2H+

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

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

Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

Хлорсеребряный электрод (ХСЭ) Ag, AgCl | KCl Электрод второго рода При погружении в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться активностью аниона в растворе.

[Cl-]  [Ag+]  E х.с.

Гальванические элементы

Гальванический элемент (биметаллический) Анод: Zn - 2e = Zn2+ Катод: Cu2++2e = Cu Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu -Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Концентрационный 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 +

Окислительно-восстановительные потенциалы Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка) Red  Ox + ne Red - восстановленная форма Ox – окисленная форма

Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)

ОВ потенциал зависит от: температуры природы окислителя и восстановителя концентрации окисленной и восстановленной форм рН среды

Стандартный ОВ потенциал

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

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста:

Чем 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

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

Пример:

Глубина протекания ОВ реакций

Окислительно-восстановительные ГЭ

2KI + 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.

Ионоселективные электроды

Стеклянный электрод R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+ мембрана раствор мембрана раствор AgAgCl, 0,1 M HCl стекло H+,раствор 1 2 3 стекл.= 1+ 2+ 3 1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const) 2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const) 3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная) 1+ 2 = К стекл.= К + 0,059 lg a(H+) или стекл.= К - 0,059 рН

Определение рН в лабораторном практикуме ЭДС представленной цепи Ецепи: Е цепи= Е х.с. – Е ст. Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН

БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ ! БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ !