🗊Презентация Окислительно-восстановительные реакции в растворах

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №1Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №2Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №3Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №4Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №5Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №6Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №7Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №8Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №9Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №10Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №11Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №12Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №13Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №14Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №15Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №16Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №17Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №18Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №19Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №20Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №21Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №22Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №23Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №24Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №25Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №26Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №27Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №28Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №29Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №30Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №31Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №32Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №33Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №34Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №35Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №36Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №37Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №38Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №39Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №40Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №41Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №42Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №43Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №44Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №45Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №46Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №47Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №48Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №49Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №50
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Окислительно-восстановительные реакции в растворах. Доклад-сообщение содержит 50 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


Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №1
Описание слайда:

Слайд 2


Цель лекции Понять сущность окислительно-восстановительных реакций через понятия сопряженная редокс пара и её редокс потенциал Обосновать применение в фармакотерапии окислителей, восстановителей и антиоксидантов и определение содержания их в растворах
Описание слайда:
Цель лекции Понять сущность окислительно-восстановительных реакций через понятия сопряженная редокс пара и её редокс потенциал Обосновать применение в фармакотерапии окислителей, восстановителей и антиоксидантов и определение содержания их в растворах

Слайд 3


План лекции Актуальность темы Понятие сопряженной окислительно-восстановительной пары и её редокс потенциал. Механизм возникновения электродных потенциалов. Значение ОВР в биологии и медицине Методы определения окислителей и восстановителей Выводы
Описание слайда:
План лекции Актуальность темы Понятие сопряженной окислительно-восстановительной пары и её редокс потенциал. Механизм возникновения электродных потенциалов. Значение ОВР в биологии и медицине Методы определения окислителей и восстановителей Выводы

Слайд 4


Актуальность Окислительно-восстановительных процессы лежат в основе понимания взаимопревращения разных форм энергии (химической в электрическую и обратно, а также в биологические формы движения материи). Знание окислительно-восстановительного статуса клетки помогает обосновать применение антиоксидантов или подключение экстренной помощи при отравлениях окислителями или восстановителями.
Описание слайда:
Актуальность Окислительно-восстановительных процессы лежат в основе понимания взаимопревращения разных форм энергии (химической в электрическую и обратно, а также в биологические формы движения материи). Знание окислительно-восстановительного статуса клетки помогает обосновать применение антиоксидантов или подключение экстренной помощи при отравлениях окислителями или восстановителями.

Слайд 5


Основные понятия Атом, который принимает электроны – акцептор электронов – называется окислителем. При этом его степень окисления снижается и он переходит в восстановленную форму. Переход в восстановленную форму называется восстановлением.
Описание слайда:
Основные понятия Атом, который принимает электроны – акцептор электронов – называется окислителем. При этом его степень окисления снижается и он переходит в восстановленную форму. Переход в восстановленную форму называется восстановлением.

Слайд 6


Основные понятия (продолжение) Атом, который отдает электроны – донор электронов, - называется восстановителем. При этом его степень окисления повышается, и он переходит в окисленную форму. Процесс перехода в окисленную форму называется окислением Две формы одного и того же элемента, отличающиеся степенью окисления и находящиеся в динамическом равновесии, называются сопряженной окислительно-восстановительной парой
Описание слайда:
Основные понятия (продолжение) Атом, который отдает электроны – донор электронов, - называется восстановителем. При этом его степень окисления повышается, и он переходит в окисленную форму. Процесс перехода в окисленную форму называется окислением Две формы одного и того же элемента, отличающиеся степенью окисления и находящиеся в динамическом равновесии, называются сопряженной окислительно-восстановительной парой

Слайд 7


Примеры MnO4– / Mn2+ Cr2O72- / 2Cr3+ S / S2-
Описание слайда:
Примеры MnO4– / Mn2+ Cr2O72- / 2Cr3+ S / S2-

Слайд 8


Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №8
Описание слайда:

Слайд 9


Редокс-потенциал ϕ измеряется с помощью гальванического элемента Если измерения проведены в стандартных условиях : to = 25o , [ ox ] = [ red ] = 1 моль/л, [ Н +] = 1 моль/л ( рН 0) и Р = 1 атм, то потенциал называется стандартным окислительно-восстановительным и обозначается – ϕо
Описание слайда:
Редокс-потенциал ϕ измеряется с помощью гальванического элемента Если измерения проведены в стандартных условиях : to = 25o , [ ox ] = [ red ] = 1 моль/л, [ Н +] = 1 моль/л ( рН 0) и Р = 1 атм, то потенциал называется стандартным окислительно-восстановительным и обозначается – ϕо

Слайд 10


Редокс-потенциал (продолжение) Окислительно-восстановительный потенциал – это напряжение, которое вызывает в гальваническом элементе одна редокс пара по отношению к другой, потенциал которой принят за нуль. ϕ2Н+/ Н2 = 0 Стандартные потенциалы перманганатных пар в разных средах показаны в табл. 1
Описание слайда:
Редокс-потенциал (продолжение) Окислительно-восстановительный потенциал – это напряжение, которое вызывает в гальваническом элементе одна редокс пара по отношению к другой, потенциал которой принят за нуль. ϕ2Н+/ Н2 = 0 Стандартные потенциалы перманганатных пар в разных средах показаны в табл. 1

Слайд 11


Шкала редокс потенциалов для условной оценки силы окислителя и восстановителя (по Пузакову)
Описание слайда:
Шкала редокс потенциалов для условной оценки силы окислителя и восстановителя (по Пузакову)

Слайд 12


Судя по потенциалу редокс пар, биомолекулы – сильные восстановители; они отдают свой электрон даже слабым окислителям, например, О2 ϕ (О2 / 2Н2О) = 0,8 в ( при рН 7 ) Вместе с отданными электронами биомолекулы-восстановители отдают и часть своей энергии, которая специальными механизмами трансформируется в форму АТФ. А часть энергии рассеивается в виде тепла
Описание слайда:
Судя по потенциалу редокс пар, биомолекулы – сильные восстановители; они отдают свой электрон даже слабым окислителям, например, О2 ϕ (О2 / 2Н2О) = 0,8 в ( при рН 7 ) Вместе с отданными электронами биомолекулы-восстановители отдают и часть своей энергии, которая специальными механизмами трансформируется в форму АТФ. А часть энергии рассеивается в виде тепла

Слайд 13


Жесткие (сильные) окислители Заметим, что при рН 0 кислород является жестким окислителем. ϕо (О2 / 2Н2О ) > 1,0 в. Также более жесткими окислителями являются и Сl2, H2O2, NaClO, KMnO4 и особенно F2. Отсюда понятно, почему указанные соединения обладают антисептическим действием (например, 3 % NaClO используют в хирургии для внутривенного вливания при развитии послеоперационного сепсиса). Также очевидно, что жесткие окислители опасны (токсичны) для нашего организма
Описание слайда:
Жесткие (сильные) окислители Заметим, что при рН 0 кислород является жестким окислителем. ϕо (О2 / 2Н2О ) > 1,0 в. Также более жесткими окислителями являются и Сl2, H2O2, NaClO, KMnO4 и особенно F2. Отсюда понятно, почему указанные соединения обладают антисептическим действием (например, 3 % NaClO используют в хирургии для внутривенного вливания при развитии послеоперационного сепсиса). Также очевидно, что жесткие окислители опасны (токсичны) для нашего организма

Слайд 14


Водородный электрод как гетерогенная редокс пара 2Н+(р)│Н2 (Pt)
Описание слайда:
Водородный электрод как гетерогенная редокс пара 2Н+(р)│Н2 (Pt)

Слайд 15


ЭДС реакции Разность потенциалов двух сопряженных редокс пар называется электродвижущей силой (ℰ) окислительно-восстановительной реакции.
Описание слайда:
ЭДС реакции Разность потенциалов двух сопряженных редокс пар называется электродвижущей силой (ℰ) окислительно-восстановительной реакции.

Слайд 16


ℰ реакции может быть только положительной величиной (отрицательная лишена физического смысла), т.е. ℰ > 0. ℰ о = Δφо = φо (ox1 / red1) - φо (ox2 / red2) > 0
Описание слайда:
ℰ реакции может быть только положительной величиной (отрицательная лишена физического смысла), т.е. ℰ > 0. ℰ о = Δφо = φо (ox1 / red1) - φо (ox2 / red2) > 0

Слайд 17


Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №17
Описание слайда:

Слайд 18


Уравнение Нернста В нестандартных условиях потенциалы редокс пар подсчитывают по формуле Нернста: где R = 8,31 л ·кПа/моль· град К Т = 273 + toC = 273 +25 =298o F = 96500 к/моль, Z – число электронов, которое переносит данная сопряженная редокс пара
Описание слайда:
Уравнение Нернста В нестандартных условиях потенциалы редокс пар подсчитывают по формуле Нернста: где R = 8,31 л ·кПа/моль· град К Т = 273 + toC = 273 +25 =298o F = 96500 к/моль, Z – число электронов, которое переносит данная сопряженная редокс пара

Слайд 19


Уравнение Нернста (продолжение) Заменяя ln→lg (коэффициент 2,3), получим a, b, c – стехиометрические коэффициенты реакции: а·ox + сН+ ⇄ b·red Отсюда видно, что редокс потенциал зависит не только от природы вещества, но и от температуры, от отношения концентраций ox и red, от рН среды. Чем меньше рН (> [ H+] ), тем больше φ
Описание слайда:
Уравнение Нернста (продолжение) Заменяя ln→lg (коэффициент 2,3), получим a, b, c – стехиометрические коэффициенты реакции: а·ox + сН+ ⇄ b·red Отсюда видно, что редокс потенциал зависит не только от природы вещества, но и от температуры, от отношения концентраций ox и red, от рН среды. Чем меньше рН (> [ H+] ), тем больше φ

Слайд 20


Расстановка коэффициентов в ОВР методом ЭИБ (м. полуреакций) Пишут полуреакции для окислителя и восстановителя в ионном виде (где наведен баланс по элементам и заряду, как показано было выше) Между этими полуреакциями наводят баланс по электронам (с помощью коэффициентов), исходя из того, что число электронов, принятых окислителем, должно быть равно числу электронов, отданных восстановителем.
Описание слайда:
Расстановка коэффициентов в ОВР методом ЭИБ (м. полуреакций) Пишут полуреакции для окислителя и восстановителя в ионном виде (где наведен баланс по элементам и заряду, как показано было выше) Между этими полуреакциями наводят баланс по электронам (с помощью коэффициентов), исходя из того, что число электронов, принятых окислителем, должно быть равно числу электронов, отданных восстановителем.

Слайд 21


Расстановка коэффициентов методом ЭИБ (м. полуреакций) Затем полуреакции суммируют и получают суммарное уравнение в ионном виде. Переходят к молекулярному виду реакции, добавляя противоионы в левую и правую часть одинаково.
Описание слайда:
Расстановка коэффициентов методом ЭИБ (м. полуреакций) Затем полуреакции суммируют и получают суммарное уравнение в ионном виде. Переходят к молекулярному виду реакции, добавляя противоионы в левую и правую часть одинаково.

Слайд 22


Баланс по «О»
Описание слайда:
Баланс по «О»

Слайд 23


Примеры КMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O 2× MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O +1,52 в 5× SO32– +H2O - 2ē = SO42– +2H+ -0,49 2 MnO4– + 16H+ + 5SO32– + 5H2O = 5SO42– +10H++2Mn2+ + 8 H2O
Описание слайда:
Примеры КMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O 2× MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O +1,52 в 5× SO32– +H2O - 2ē = SO42– +2H+ -0,49 2 MnO4– + 16H+ + 5SO32– + 5H2O = 5SO42– +10H++2Mn2+ + 8 H2O

Слайд 24


Примеры КMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH 2× MnO4– + 2 HOH + 3ē = MnO2↓ + 4 HO– +0,6 в 3× SO32– +HOH - 2ē = SO42– +2H+ -0,43 в 2MnO4– + 7HOH + 3SO32–= 2MnO2 + 8HO– + 3SO42– +6H+
Описание слайда:
Примеры КMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH 2× MnO4– + 2 HOH + 3ē = MnO2↓ + 4 HO– +0,6 в 3× SO32– +HOH - 2ē = SO42– +2H+ -0,43 в 2MnO4– + 7HOH + 3SO32–= 2MnO2 + 8HO– + 3SO42– +6H+

Слайд 25


Методы количественного определения окислителей или восстановителей В основе методов оксидиметрии лежат окислительно-восстановительные реакции Рабочими реактивами являются KMnO4, H2C2O4·2H2O и её соли, K2Cr2O7, KI, Na2S2O3·5H2O и др. Методы получают своё название в зависимости от рабочего раствора : - перманганатометрия (изм. с помощью MnO4– ) - хроматометрия (изм. с помощью Cr2O7– ) - йодометрия (изм. с помощью I2, образован-ного или израсходованного в ходе реакции)
Описание слайда:
Методы количественного определения окислителей или восстановителей В основе методов оксидиметрии лежат окислительно-восстановительные реакции Рабочими реактивами являются KMnO4, H2C2O4·2H2O и её соли, K2Cr2O7, KI, Na2S2O3·5H2O и др. Методы получают своё название в зависимости от рабочего раствора : - перманганатометрия (изм. с помощью MnO4– ) - хроматометрия (изм. с помощью Cr2O7– ) - йодометрия (изм. с помощью I2, образован-ного или израсходованного в ходе реакции)

Слайд 26


Перманганатометрия (ПМ) Основная реакция метода (точнее, полуреакция): MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
Описание слайда:
Перманганатометрия (ПМ) Основная реакция метода (точнее, полуреакция): MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

Слайд 27


C помощью ПМ определяют: Восстановители с потенциалом в своей сопряженной паре < 1,52 в – прямым титрованием.
Описание слайда:
C помощью ПМ определяют: Восстановители с потенциалом в своей сопряженной паре < 1,52 в – прямым титрованием.

Слайд 28


Расчеты m(red) = M(1/z red) · n(1/z red) = = M(1/z red) · n(1/z MnO4–) = = M(1/z red) · Cэ · Vл (MnO4–), г Cэ(red) = , моль/л C%(red) =
Описание слайда:
Расчеты m(red) = M(1/z red) · n(1/z red) = = M(1/z red) · n(1/z MnO4–) = = M(1/z red) · Cэ · Vл (MnO4–), г Cэ(red) = , моль/л C%(red) =

Слайд 29


Т = = = = =
Описание слайда:
Т = = = = =

Слайд 30


Определение окислителей ПМ-й Окислители с потенциалом в сопряженной паре, близким к 1,52 в определяют методом обратного титрования (титрование по избытку дополнительно вводимого реактива – восстановителя, обычно, щавелевой кислоты или её соли)
Описание слайда:
Определение окислителей ПМ-й Окислители с потенциалом в сопряженной паре, близким к 1,52 в определяют методом обратного титрования (титрование по избытку дополнительно вводимого реактива – восстановителя, обычно, щавелевой кислоты или её соли)

Слайд 31


Окислительно-восстановительные реакции в растворах, слайд №31
Описание слайда:

Слайд 32


Расчеты при обратном титровании в ПМ m (ox) = M(1/z ox) · Cэ (H2C2O4) · Vмл1 (H2C2O4) · 10-3, г V1 (H2C2O4) = Vобщ. – V2 , мл V2 (H2C2O4) = , мл M(1/z ox) = M(ox) / z , где z – число электронов, принимаемых 1 моль окислителя
Описание слайда:
Расчеты при обратном титровании в ПМ m (ox) = M(1/z ox) · Cэ (H2C2O4) · Vмл1 (H2C2O4) · 10-3, г V1 (H2C2O4) = Vобщ. – V2 , мл V2 (H2C2O4) = , мл M(1/z ox) = M(ox) / z , где z – число электронов, принимаемых 1 моль окислителя

Слайд 33


Примечание # Вместо щавелевой кислоты в качестве вспомогательного реактива при обратном титровании в ПМ можно использовать и другой восстановитель, например, FeSO4, соль Мора (NH4)2Fe(SO4)2
Описание слайда:
Примечание # Вместо щавелевой кислоты в качестве вспомогательного реактива при обратном титровании в ПМ можно использовать и другой восстановитель, например, FeSO4, соль Мора (NH4)2Fe(SO4)2

Слайд 34


Йодометрия Основная реакция метода (точнее, полуреакция): I2 + 2ē ⇄ 2I– φo(I2/ 2I–) = + 0,54 в M (1/z I2) = M (1/z I–) = M ( I–)  Данная сопряженная редокс-пара характеризуется слабыми окислительными и слабыми восстановительными свойствами в стандартных условиях.
Описание слайда:
Йодометрия Основная реакция метода (точнее, полуреакция): I2 + 2ē ⇄ 2I– φo(I2/ 2I–) = + 0,54 в M (1/z I2) = M (1/z I–) = M ( I–)  Данная сопряженная редокс-пара характеризуется слабыми окислительными и слабыми восстановительными свойствами в стандартных условиях.

Слайд 35


 I2 плохо растворяется в воде, но хорошо в KI благодаря реакции комплексообразования с I–: I2 + I– ⇄ I3– (комплексный ион) I2 + KI ⇄ KI3 С учетом этого основную реакцию метода можно записать: I3– + 2ē ⇄ 3I– Индикатором на I2 (I3–) обычно является крахмал, который синеет в присутствии йода.
Описание слайда:
 I2 плохо растворяется в воде, но хорошо в KI благодаря реакции комплексообразования с I–: I2 + I– ⇄ I3– (комплексный ион) I2 + KI ⇄ KI3 С учетом этого основную реакцию метода можно записать: I3– + 2ē ⇄ 3I– Индикатором на I2 (I3–) обычно является крахмал, который синеет в присутствии йода.

Слайд 36


Йодометрия (продолжение) Рабочими растворами метода являются: I2 в KI, сам KI, а также тиосульфат натрия Na2S2O3·5H2O. Последний обычно используют и для установки титра I2 (I3–) Реакция для установки титра I2 (I3–): I2 + 2 Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
Описание слайда:
Йодометрия (продолжение) Рабочими растворами метода являются: I2 в KI, сам KI, а также тиосульфат натрия Na2S2O3·5H2O. Последний обычно используют и для установки титра I2 (I3–) Реакция для установки титра I2 (I3–): I2 + 2 Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6

Слайд 37


φo(S4O62-/2S2O32-) ≈ 0,2 в < 0,54 в ℰреакции=Δφo = Δφo (I2/2I-) – Δφo(S4O62-/2S2O32-)= = 0,54 – 0,2 = 0,34 в В методе йодометрии используют все виды титрования (прямое, обратное, косвенное)
Описание слайда:
φo(S4O62-/2S2O32-) ≈ 0,2 в < 0,54 в ℰреакции=Δφo = Δφo (I2/2I-) – Δφo(S4O62-/2S2O32-)= = 0,54 – 0,2 = 0,34 в В методе йодометрии используют все виды титрования (прямое, обратное, косвенное)

Слайд 38


Прямым титрованием определяют восстановители с φo (ox/red) ≪ 0,54 в Их титруют раствором I2 в присутствии крахмала до появления синей окраски. Расчеты такие же, как в перманганатометрии (прямое титрование)
Описание слайда:
Прямым титрованием определяют восстановители с φo (ox/red) ≪ 0,54 в Их титруют раствором I2 в присутствии крахмала до появления синей окраски. Расчеты такие же, как в перманганатометрии (прямое титрование)

Слайд 39


Расчеты При прямом титровании m (red) = M (1/z red)·Cэ·Vл(I2) = = M (1/z red)·Cэ·Vмл·10-3 (I2), г Если масса восстановителя известна, то на основе этой формулы можно рассчитывать Сэ (I2), а затем (при необходимости) и простой титр Т (I2) или сложный титр Т(I2/red). Так, Т( I2/red) =
Описание слайда:
Расчеты При прямом титровании m (red) = M (1/z red)·Cэ·Vл(I2) = = M (1/z red)·Cэ·Vмл·10-3 (I2), г Если масса восстановителя известна, то на основе этой формулы можно рассчитывать Сэ (I2), а затем (при необходимости) и простой титр Т (I2) или сложный титр Т(I2/red). Так, Т( I2/red) =

Слайд 40


Обратным титрованием определяют Восстановители с потенциалом в сопряженной паре К ним добавляют фиксированный избыток вспомогательного раствора I2 в KI и, тем самым, увеличивают ϕ (I2/2I-). После проведения первой реакции избыток I2 (окислителя) оттитровывают тиосульфатом натрия (восстановителя) в присутствии крахмала.
Описание слайда:
Обратным титрованием определяют Восстановители с потенциалом в сопряженной паре К ним добавляют фиксированный избыток вспомогательного раствора I2 в KI и, тем самым, увеличивают ϕ (I2/2I-). После проведения первой реакции избыток I2 (окислителя) оттитровывают тиосульфатом натрия (восстановителя) в присутствии крахмала.

Слайд 41


Схема обратного титрования ϕ ~ 0,54 в
Описание слайда:
Схема обратного титрования ϕ ~ 0,54 в

Слайд 42


Расчеты При обратном титровании m (red) = M (1/z red)·Cэ·Vл1(I2) = V1(I2) = Vобщ.- V2 = V2 (I2) =
Описание слайда:
Расчеты При обратном титровании m (red) = M (1/z red)·Cэ·Vл1(I2) = V1(I2) = Vобщ.- V2 = V2 (I2) =

Слайд 43


Косвенным титрованием определяют окислители с φo 0,54 в Cуть: к окислителю добавляют нефиксированный избыток вспомогательного раствора KI, часть которого (эквивалентная окислителю) даст продукт I2. Образовавшийся I2 оттитровывают Na2S2O3 в присутствии крахмала до исчезновения синей окраски.
Описание слайда:
Косвенным титрованием определяют окислители с φo 0,54 в Cуть: к окислителю добавляют нефиксированный избыток вспомогательного раствора KI, часть которого (эквивалентная окислителю) даст продукт I2. Образовавшийся I2 оттитровывают Na2S2O3 в присутствии крахмала до исчезновения синей окраски.

Слайд 44


Схема косвенного титрования (или титрования по замещению) φo 0,54 в
Описание слайда:
Схема косвенного титрования (или титрования по замещению) φo 0,54 в

Слайд 45


Поэтому рассчеты массы При косвенном титровании cходны с таковыми при прямом титровании: m (ox) = M (1/z ox)·Cэ·Vл (Na2S2O3)
Описание слайда:
Поэтому рассчеты массы При косвенном титровании cходны с таковыми при прямом титровании: m (ox) = M (1/z ox)·Cэ·Vл (Na2S2O3)

Слайд 46


Выводы При косвенном титровании количество эквивалентов окислителя равно количеству эквивалентов восстановителя Na2S2O3, хотя в прямой контакт они не вступали. Йодометрическая система при этом в расчетах не участвует. Она необходима для установки точки эквивалентности (индикатор крахмал реагирует на йод)
Описание слайда:
Выводы При косвенном титровании количество эквивалентов окислителя равно количеству эквивалентов восстановителя Na2S2O3, хотя в прямой контакт они не вступали. Йодометрическая система при этом в расчетах не участвует. Она необходима для установки точки эквивалентности (индикатор крахмал реагирует на йод)

Слайд 47


Косвенным титрованием в ЙМ можно определять и кислоты HCl, CH3COOH 6HCl + KIO3 + 5KI (разб.) → 3I2 + 3H2O + 6 KCl n (1/z HCl) = n (1/z I2) = n (1/z Na2S2O3) 2 IO3– + 12 H+ + 10 ē → I2 + 6 H2O 2 I– - 2 ē → I2 × 5 2 IO3– + 10 I– + 12 H+ → 6 I2 + 6 H2O 2 IO3– + 5I– + 6H+ → 3 I2 + 3 H2O
Описание слайда:
Косвенным титрованием в ЙМ можно определять и кислоты HCl, CH3COOH 6HCl + KIO3 + 5KI (разб.) → 3I2 + 3H2O + 6 KCl n (1/z HCl) = n (1/z I2) = n (1/z Na2S2O3) 2 IO3– + 12 H+ + 10 ē → I2 + 6 H2O 2 I– - 2 ē → I2 × 5 2 IO3– + 10 I– + 12 H+ → 6 I2 + 6 H2O 2 IO3– + 5I– + 6H+ → 3 I2 + 3 H2O

Слайд 48


Основные выводы Данные по окислительно-восстановительным потенциалам сопряженных редокс пар позволяют подобрать участников реакции – окислитель и подходящий ему восстановитель. Окислители и восстановители, а также кислоты можно определять методом перманганатометрии и иодометрии.
Описание слайда:
Основные выводы Данные по окислительно-восстановительным потенциалам сопряженных редокс пар позволяют подобрать участников реакции – окислитель и подходящий ему восстановитель. Окислители и восстановители, а также кислоты можно определять методом перманганатометрии и иодометрии.

Слайд 49


Литература Основная: Слесарев В.И. – Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат. – 2007. – 784с Дополнительная: Пузаков С.А. – Химия: Учебник, 2-е изд. испр. и доп. М.: ГЭОТАР-Медиа Медицина, - 2006. – 624 с Артеменко А.И. – Справочное руководство по химии. – М.: Высшая школа, 2003
Описание слайда:
Литература Основная: Слесарев В.И. – Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат. – 2007. – 784с Дополнительная: Пузаков С.А. – Химия: Учебник, 2-е изд. испр. и доп. М.: ГЭОТАР-Медиа Медицина, - 2006. – 624 с Артеменко А.И. – Справочное руководство по химии. – М.: Высшая школа, 2003

Слайд 50


Литература Электронные ресурсы: Электронный каталог Крас ГМУ Электронная библиотека по дисциплине химия: общая и неорганическая.-/ гл. ред. М.А. Пальцев.-М.: Русский врач, 2005 Ресурсы Интернет
Описание слайда:
Литература Электронные ресурсы: Электронный каталог Крас ГМУ Электронная библиотека по дисциплине химия: общая и неорганическая.-/ гл. ред. М.А. Пальцев.-М.: Русский врач, 2005 Ресурсы Интернет

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию