Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии

Нажмите для полного просмотра!

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №2

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №3

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №4

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №5

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №6

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №7

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №8

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №9

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №10

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №11

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №12

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №13

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №14

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №15

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №16

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №17

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №18

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №19

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №20

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №21

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №22

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №23

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №24

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №25

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №26

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №27

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №28

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии, слайд №29

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии. Доклад-сообщение содержит 29 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции: Использование ОВР в аналитической химии. Типы ОВР. Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей.

Слайд 3

Описание слайда:

Использование ОВР в аналитической химии Использование ОВР в аналитической химии При пробоподготовке для переведения в раствор пробы. Для разделения смеси ионов. Для маскирования. Для проведения реакций обнаружения катионов и анионов в качественном химическом анализе. В титриметрическом анализе. В электрохимических методах анализа.

Слайд 4

Описание слайда:

Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза. Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза.

Слайд 5

Описание слайда:

Типы ОВР Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

Слайд 6

Описание слайда:

2. Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

Слайд 7

Описание слайда:

3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О. Cl2 - является окислителем и восстановителем.

Слайд 8

Описание слайда:

Количественное описание ОВР Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в протону. Также и сильный окислитель обладает большим сродством к электрону. Например, в кислотно-основных реакциях участвует растворитель (вода), отдавая и принимая протон, а в ОВР вода тоже может терять или присоединять электрон. Например, для проведения кислотно-основных реакций необходимы как кислота, так и основание, а в ОВР – и окислитель и восстановитель.

Слайд 9

Описание слайда:

Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции: Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции: Ox + nē = Red Равновесие в растворе можно описать с помощью равновесного потенциала, который зависит от состава раствора по уравнению Нернста:

Слайд 10

Описание слайда:

При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид: При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:

Слайд 11

Описание слайда:

Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают с каким-либо одним («электродом сравнения»). В качестве такого электрода используют обычно так называемый водородный электрод. Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают с каким-либо одним («электродом сравнения»). В качестве такого электрода используют обычно так называемый водородный электрод.

Слайд 12

Описание слайда:

В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов: В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов:

Слайд 13

Описание слайда:

На силу окислителя и восстановителя могут влиять: На силу окислителя и восстановителя могут влиять: значение рН, реакции осаждения реакции комплексообразования. Тогда свойства редокс-пары будут описываться реальным потенциалом.

Слайд 14

Описание слайда:

Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием ОВР и реакций осаждения, используются формулы:  если окисленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

Слайд 15

Описание слайда:

 если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:  если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

Слайд 16

Описание слайда:

Сочетание ОВР и реакций комплексообразования  если окисленная форма связана в комплекс:

Слайд 17

Описание слайда:

 если восстановленная форма связана в комплекс:

Слайд 18

Описание слайда:

 если обе формы связаны в комплекс:

Слайд 19

Описание слайда:

Сочетание ОВР и реакций протонирования если протонируется окисленная форма:

Слайд 20

Описание слайда:

если протонируется восстановленная форма:

Слайд 21

Описание слайда:

если протонируются обе формы:

Слайд 22

Описание слайда:

если реакция протекает по следующему уравнению: если реакция протекает по следующему уравнению: Ox + mH+ + nē = Red + H2O тогда

Слайд 23

Описание слайда:

Константа равновесия ОВР Расчет константы равновесия для реакции: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ Константа равновесия рассчитывается:

Слайд 24

Описание слайда:

Выражения для реальных ОВ потенциалов каждой редокс-пары будут выглядеть следующим образом:

Слайд 25

Описание слайда:

В условиях равновесия:

Слайд 26

Описание слайда:

Проведя математические операции, получим:

Слайд 27

Описание слайда:

Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение: Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:

Слайд 28

Описание слайда:

Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+ К = 1011,4 = 2,3 · 1011

Слайд 29

Описание слайда:

Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей Наибольшее практическое значение имеет полуреакция: О2 + 4Н+ + 4ē = 2Н2О Е = 1,23 В Термодинамические неустойчивыми являются водные растворы восстановителей с потенциалом < 1,23 В и окислителей с Е > 1,23 В.