Презентация на тему Направление окислительно-восстановительного процесса

элементов.

другие нет?
Почему один и тот же окислитель реагирует с

одним восстановителем и не реагирует с другим?
Полностью ли всякий раз происходит превращение взятых в реакцию веществ?
Что именно, или какая сила движет эти реакции?

пара (редоксипара).

II= восстановитель I + окислитель II

Окислительно-восстановительные реакции протекают

в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.

формами, - это разница потенциалов, которая возникает между стандартным

водородным и неактивным (платиновым) электродом, погруженным в раствор, который содержит окисленную и восстановленную формы одной редокс-пары (при 25 °С и активности компонентов пары, равных 1 моль/дм3).

в прямом направлении, при ЭДС

энергичнее протекает реакция.
Реакция будет протекать до тех пор, пока потенциалы обеих пар не станут равными, в системе устанавливается равновесие.

Предварительно обезжиренную и протравленную в соляной кислоте железную пластинку

опустите в раствор сульфата меди (II). Медную пластинку опустите в раствор сульфата железа (II). Спустя некоторое время выньте пластины из растворов. Объясните наблюдаемое, указав стандартные электродные потенциалы соответствующих систем.

E(Fe+2\Fe)- E(Cu2+\Cu)= -0,44-0,34= -0,78 В,

реакция невозможна, ЭДС‹0

Fe + CuSO4→ Сu+FeSO4
∆Е = E(Cu2+\Cu) - E(Fe+2\Fe) = 0,34-(-0,44)=0,78 В, реакция протекает самопроизвольно с выделением металлической меди, ЭДС › 0

иодидом калия, с бромидом натрия.
К подкисленному раствору соли

Fe(III) прилейте раствор иодида калия.
Проверьте, будет ли протекать реакция при сливании раствора железа (III) и раствора бромида натрия. Объясните наблюдаемое, указав стандартные электродные потенциалы соответствующих систем.

J2
2J- - 2e → J20

EJ2\2J-= 0,536 восстановитель
Fe+3 + 1e → Fe+2 EFe3+\Fe2+ = 0,771 окислитель
2KJ + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2KCl + J2
ЭДС = 0,235, реакция протекает самопроизвольно ЭДС › 0
Следовательно, реакция будет идти в сторону образования свободного иода и ионов железа (II).

EBr2\2Br-= 1,065

восстановитель
Fe+3 + 1e → Fe+2 EFe3+\Fe2+ = 0,771 окислитель

2KBr + 2FeCl3 →
ЭДС ˂ 0
Отрицательное значение э.д.с. показывает, что хлорид железа (III) не будет окислять бромид калия.
 

восстановителем, если в качестве окислителя использовать кислый раствор перманганата

калия? Какой из них будет самым сильным восстановителем?
Fe3+ е = Fe2+ F2 +2e =2F- Co3+ +e=Co2+ S +2H+ +2e =H2S Pb4+ + 2e = Pb2+ I2 +2e = 2I-
MnO4- +8H+ +5е =Мn2+ +4Н2О

Е=0,771 В
F2 +2e =2F- Е=2,87 В
S +2H+ +2e =H2S Е=0,17 В
Pb4+ + 2e = Pb2+ Е=1,694 В
Co3+ +e' =Co2+ Е=1,808
I2 +2e = 2I- Е=0,536 В
MnO4- +8H+ +5е =Мn2+ +4Н2О E=1,507

E=1,507
Восстановителем могут быть системы, где электродный потенциал меньше электродного

потенциала подкисленного раствора перманганата калия (ЭДС›0)
Cамым сильным восстановителем будет:
S +2H+ +2e =H2S Е=0,17 В,
∆Е=1,507-0,17=1,337 В

в кислой

S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О
МnО4- + 2Н2О - 3е = MnO2 + 4OH- в нейтральной
S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О
МnО4-+е= МnО42- в щелочной
S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О
Выясните возможность протекания реакции между растворами перманганата калия и сульфита натрия в:
а) кислой, б) щелочной и в) нейтральной среде.
В какой среде окислительные свойства иона МпО4- выражены сильнее?
В какой среде наиболее энергичнее будет протекать реакция?

Н2О E=1,507 B

S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О Е=0,22 В
в кислой ∆Е=1,287 В
б)МnО4- + 2Н2О - 3е = MnO2 + 4OH- Е=0,60В
S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О Е=0,22 В
в нейтральной ∆Е=0,38 В
в)МпО4-+е= МпО42- Е=0,564
S042- +2Н+ +2е= S032- + Н2О Е=0,22 В
в щелочной ∆Е=0,344 В

иона МпО4- выражены сильнее в кислой среде, т.к. самый

высокий стандартный потенциал.
В кислой среде наиболее энергичнее будет протекать реакция, т.к. самое большое значение ЭДС

отдельные пробирки с раствором перманганата калия добавьте разбавленную серную

кислоту, такой же объем воды и концентрированный раствор щелочи. Затем в каждую из пробирок прибавьте раствор сульфита натрия. Объясните наблюдаемое явление, имея в виду образование
в кислой среде ионов Mn2+ (слабо-розовая окраска),
в нейтральной среде- MnO2 (осадок бурого цвета)
щелочной среде - ионов MnO42- (зеленая окраска).

2MnO2↓ + 2K2SO4

+3Na2SO4+2KOH
бурый
2KMnO4 +2 KOH+Na2SO3=
2K2MnO4+Na2SO4+H2O
зеленый р-р
2KMnO4 + 3H2 SO4+5Na2SO3=
2MnSO4 +K2SO4+5Na2SO4+3H2O
бесцветный р-р

В две пробирки внесите дихромат калия (желтого цвета) и

внесите: в одну - раствор серной кислоты, в другую раствор щелочи. Изменение окраски раствора в одной пробирки на оранжевую обусловлено переходом CrO42-,устойчивого в щелочной среде, в ион Cr2O72-устойчивого в кислой среде. В каждую пробирку добавьте несколько капель нитрита калия. В обоих случаях изменилась окраска раствора? В какой среде произошло изменение степени окисления от +6 до +3 (зеленая окраска характерна для иона Сr3+). Объясните результаты опытов.

оранжевая

Cr2O7 2-+ 2OH- = CrO4

2- + H2O
оранжевая желтая

E Cr2O72-/ Сr3+ = 1,33B
2J- -

2e → J20 EJ2 \2J-= 0,536 B

ЭДС›0

Наибольшая окислительная активность хроматов
проявляется в кислой среде, где они присутствуют в виде дихромат-ионов

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

+ 6KI + 7H2SO4 → 3I2 + Cr2(SO4)3 +

4K2SO4 + 7H2O

В кислой среде произошло изменение степени окисления от +6 до +3 (зеленая окраска характерна для иона Сr3+). Реакция протекает самопроизвольно, т.к. ЭДС›0

точно, будет ли протекать реакция или нет?

Можно ли

«заставить» идти реакцию?

Что можно еще изменить, чтобы изменить ход реакции?

+ Н2О + 1300 кДж
Картина «Вечерний проспект» современного

американского художника
Томаса Кинкейда (Thomas Kinkade )

Почему сварка
ацетиленовая, а не
метановая или этановая?

Почему газовые
фонари в XIX веке были
ацетиленовые?

0 0

0 +4 -2
2 KNO3 + 3 C + S = N2 + 3 CO2 + K2S + 706,4 кДж

K2SO4, K2CO3, CO (другие продукты окисления)

Горение черного пороха изучалось Л.Н. Шишковым в 1857 году