Презентация на тему Окислительно- восстановительные процессы

2»
НГУ, 2015



И.В. Морозов, А.И. Болталин, Е.В. Карпова , «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

ПРОЦЕССЫ» Москва, МГУ, 2003
http://www.chem.msu.su/rus/teaching/karpova/okisl-vosst.pdf

это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов

от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы,

иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).

Следует помнить, что величина СО выражается не в кулонах, а в количестве отданных (принятых) электронов. Заряд одного электрона равен –1.60218·10-19Кл.

СО – формальная величина. Истинные заряды атомов редко превышают ±1.2. Так например, согласно расчёту, в комплексном катионе [Cr(H2O)6]3+ эффективные заряды атомов Cr, H, O составляют +2.12, +0.59. -1.03, соответственно.

ОВР приобретает электроны.
Восстановитель (Red) – частица, которая в

ходе ОВР отдаёт электроны.

приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму.
Окисление

– процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.

Окислитель – восстанавливается
Восстановитель – окисляется

пары конкурирующих за электроны сопряженных окислителей и восстановителей (редокс

пары)

частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО

всех атомов равна 0).
В соединениях более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО.
Атомы, приведённые в таблице, в большинстве своих соединений проявляют постоянную СО. При определении СО предпочтение отдают элементу, который располагается в таблице выше. Например, в CaO2: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.
Максимальная СО равна номеру группы (короткий вариант ПС), кроме элементов, входящих в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = Nгруппы-8. Например: Mn7+, P5+, P3-, S6+, S2-.

предпочтение отдают элементу, который располагается в таблице выше

меняются степени окисления.
Уровнять электронный баланс. (умножить на коэффициент атом,

меняющий СО, который равен количеству переданных электронов сопряженным атомом)
Уровнять материальный баланс.

MnSO4 + KHSO4
Fe2+ - e → Fe3+
Mn7+ + 5e

→ Mn2+

Найти степени окисления всех атомов!

2- + 2- + 2- 2- 2- + + 2-

6+ 6+ 6+ 6+ 6+

2+ 7+ 3+ 2+

x 5
x 1

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + KHSO4

5 1 1

5

10 2 5 2

2

19 = 5x3 + 2x1 + 2x1

10

+9 =

9

+ H2O

18

2

18-2 = 16

16

10 x 4 + 2 x 4 + 9 x 4 = 84

5 x 3 x 4 + 2 x 4 + 2 x 4 + 16 x 1 = 92

8

5 x 3 x 4 + 2 x 4 + 2 x 4 + 8 x 1 = 84

Co3O4 + SO2
Co2+ - 2/3e → Co8/3+
S2- - 6e → S4+
O0 + 2e → O2-
2+

2- 0 8/3+ 2- +4 2-

X3
X3
X2

3Co2+ + 3 S2- - 20e → 3Co8/3+ + 3 S4+
O2 + 4e → 2O2-

X4
x20

x1
x5

1

3

3

5

O2 → Co3O4 +

SO2

Co3O4 = CoO•Co2O3

CoS + O2 → CoO•Co2O3 + SO2

X2
X3

X2

2Co2+ + 3S2- -20e → 2Co3+ + S4+
O2 +4e → 2O2-

X1
X5

3 5 1 3

(а лучше выписать из справочника) полуреакции.
Уровнять электронный баланс.
Уровнять материальный

баланс, добавляя сопряженные ионы.

Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Для составления

полуреакций в водной среде необходимо оперировать частицами H+, OH-, H2O

Cr2O72- → 2Cr3+

+ 7 H2O

+ 14 H+

+6e

+14OH- +14OH -

Cr2O72- + 14H2O + 6e → 2Cr3+ + 7H2O + 14OH-

7

7H2O
SO32- → SO42-
Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4 →

Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

+ H2O

+ 2H+

- 2e

X1
X3

3SO32- + Cr2O72- + 14H+ + 3H2O → 3SO42- + 2Cr3+ + 7H2O + 6H+

4

8

6Na+ 2Na+ 4SO42- → 6Na+ 2Na+ 4SO42-

3Na2SO3 + 1Na2Cr2O7 + 4H2SO4 → 4Na2SO4 + 1Cr2(SO4)3 + 4 H2O

H2O
KClO + 2HCl = Cl2 + KCl + H2O

от других, состоит в том, что процессы окисления и

восстановления можно пространственно разделить

CuSO4 + Zn → Cu + ZnSO4

электрохимической цепи протекает самопроизвольно, то такая цепь называется гальваническим

элементом.
Гальванические элементы находят применение в качестве химических источников тока.
Если ОВР идёт под внешним воздействием в направлении, противоположном самопроизвольному, то такая электрохимическая цепь называется электролитической ячейкой. В ней протекает электролиз.

в них реакций, невозможно перезарядить;
электрические аккумуляторыэлектрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) —

перезаряжаемые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить;
топливные элементы (электрохимические генераторы) — устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне, а продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно.

ХИТ = химический источник тока

по перемещению единичного заряда из точки с ϕ =

0 в данную точку
(Абсолютные потенциалы измерить невозможно.
Разность потенциалов можно определить экспериментально. Так, электродвижущая сила (ЭДС) элемента Cu/Zn, измеренная при стандартных условиях: E = ϕ(Cu2+/Cu0) – ϕ (Zn2+/Zn0) = 1.1 В.

1 моль CuSO4 переносится n = 2 моль электронов,

система совершает работу Аэ/х= Q·E = n·e·NA·E (где Q= n·e·NA – общий заряд n моль электронов, прошедших от анода к катоду, e – заряд одного электрона, NA – число Авогадро) : Аэ/х = n·F·E
Число Фарадея F - это фундаментальная постоянная, равная заряду одного моля электронов. F = e·NA = 1.60218·10-19Кл·6.022045·1023моль-1 = 96484.6 Кл/моль ≈ ≈ 96500 Кл/моль

Определение направления процесса
ΔG < O
ΔE > O


Процесс разрешен

(идет прямо, идет слева направо)

Землю»
АРХИМЕД Archimedes  ок. 287 - 212 до н.э.
Греческий механик, физик, математик, инженер
2H+

+ 2e = H2 Eo = 0

→ CuCl2 + 2FeCl2
2Fe3+ +

Cuo → Cu2+ + 2Fe2+
Ox1 + Red2 → Ox2 + Red1
E = E(Fe3+/Fe2+) – E(Cu2+/Cu0)
Fe3+ + e → Fe2+ E0 = 0.77 В
Cu2+ + 2e → Cu0 E0 = 0.34 В
Е0 = 0,77 - 0,34 = 0,43 В > O
Реакция пойдет прямо при стандартных условиях

E = ϕ(Ox1/Red1 ) – ϕ (Ox2/Red2)

E = (ϕ(Ox1/Red1 ) – ϕ (H+/H2)) – (ϕ (Ox2/Red2) - ϕ (H+/H2))

E = E(Ox1/Red1 ) – E (Ox2/Red2)

CuCl2 + 2FeCl2
Е0 = 0,77 -

0,34 = 0,43 В
ΔG0 = -nFE0 = - 2 x 96500 x 0.43 = -83,0 кДж/моль
K = exp(- ΔG0/RT)=exp(nFE0/RT)=3.6*1014

Величина (RT)/F = const, от натурального логарифма
удобно перейти к десятичному (lnK=2.303lgK)

E0 = 0.059/n * lgK

K = 10

nE0/0.059

0.0592 = 2.303*

RT

F

n1 e = B
B + n2 e = C
ΔG1

= -n1FE1
ΔG2 = -n2FE2

A +(n1+n2) = C ΔG3 = ΔG1 + ΔG2 = -n1FE1 – n2FE2 = -n3FE3

n1FE1 + n2FE2 = n3FE3

n1E1 + n2E2 = (n1+ n2)E3

E3 =

n1E1 + n2E2

n1+ n2

I3- + 6OH-
3I- - 2e

→ I3- E10 = -0.55
IO- + H2O + 2e → I- + 2OH- E20 = 0.49
3IO- + 3H2O + 6e → 3I- + 6OH- E20 = 0.49

4 E0(иск) = 2*-0,55 +6*(0,49)

E0(иск) = (-2*0,55 +6*(0,49))/4 = 0,46В

1. Знак перед коэффициентом, указывающим количество электронов не важен. Важно количество электронов. Мы уже поменяли знак у Е.

2. При умножении реакции (полуреакции) на любой множитель E не меняется. Меняется ΔG0 , K.

→ MnO2 → Mn2+ →

Mn0

0,56

2,26

1,23

В кислой среде (Н+)

В щелочной (ОН-)

Не зависит от рН

-1,19

1,69

0.56 * 1 + 2.26 * 2 = 1.69 * 3

2 * 1,23 + 2 * -1,19 = X * 4
X = (2*1,23 – 2*1,19)/4 = 0,02

0,02

→ MnO2 → Mn(OH)2

→ Mn0

0,56

0,6

0,60

-0,91

-1,55

MnO2 + 4e + 4H+ = Mn0 + 2H2O
4H2O = 4H+ + 4OH-
MnO2 + 4e +2H2O = Mn0 + 4OH-

ΔG3 = ΔG1+ ΔG2 = -nFE + ΔG2
ΔG2 = -RTlnK = -8,31*298*4*ln(10-14/55,6)
ΔG3 = -4*96500*0,02 - 8,31*298*4*ln(10-14/55,6) = 351400 Дж
E3 = -ΔG3/nF = -351400/(4*96500)= -0.91

2 * X + 2 * (-1,55) = 4*(-0,91)
X = -0,91*2+1,55 = - 0,27

- 0,27

0.59 = 1.6 > 0


E = 1.23 – 2.26

= -1.06 < 0

= 4*10-53
C(Hg2+)=C(S2-)= 6.3*10-27 М
В одном литре находится 1/1000 иона.
Современные

самые точные методы позволяют обнаруживать С=10-9 М

электро́д (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним

из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения. Представляет собой серебряную пластинку или проволочку, покрытую слоем малорастворимой соли (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения. Представляет собой серебряную пластинку или проволочку, покрытую слоем малорастворимой соли серебра (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения. Представляет собой серебряную пластинку или проволочку, покрытую слоем малорастворимой соли серебра (обычно - хлорида (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения. Представляет собой серебряную пластинку или проволочку, покрытую слоем малорастворимой соли серебра (обычно - хлорида) и опущенной в насыщенный раствор (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала и простоте конструкции является одним из наиболее часто употребляемых в лабораторной практике электродов сравнения. Представляет собой серебряную пластинку или проволочку, покрытую слоем малорастворимой соли серебра (обычно - хлорида) и опущенной в насыщенный раствор хлорида калия.

Каломельный электрод

+ 2e = Hg E0 =

0.85
HgS = Hg2+ + S2- ΔG = неизвестно

-nFE3 = -nFE1+ ΔG2
ΔGискомое = nF(E1 – E3) = 2*96500*(0.85-(-0.7))= 299200 Дж
K = exp(- ΔG0/RT) = exp(-299200/(8.31*298)) = 3.4*10-53

HgS + 2e = Hg + S2− E0 = -0,7

+ RTlnП

E = E0 –

lnП = E0 – lg П

Уравнение Нернста

RT
nF

0,059
n

влияющих на величину электродного потенциала, является кислотность среды (рН).

Особенно чувствительны к величине рН электродные потенциалы пар, включающих оксоанионы. Например, для пары бромат-ион – бром:

BrO3- + 6H+ + 5e ↔ ½ Br2 + 3 H2O

 

 

 

Копропорционировать это …
Диспропорционировать это …
BrO3- + 5Br - +

6H+ ↔ 3Br2 + 3H2O

BrO3- + 6H+ + 5e ↔ ½ Br2 + 3 H2O Eo = 1.52 В
½ Br2 + e ↔ Br- Eo = 1.07 В

 

 

pH = 6.4