Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6)

Нажмите для полного просмотра!

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №2

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №3

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №4

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №5

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №6

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №7

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №8

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №9

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №10

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №11

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №12

Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6), слайд №13

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям. (Лекция 6). Доклад-сообщение содержит 13 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 №6 Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям Для студентов 2 курса фармацевтического факультета

Слайд 2

Описание 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

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание 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

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание 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+

Слайд 8

Описание 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:

Слайд 9

Описание 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.

Слайд 10

Описание 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.

Слайд 11

Описание 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

Слайд 12

Описание 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.

Слайд 13

Описание 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.