Лекция (7) (1097132)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Лекция 6Окислительно-восстановительные реакции.Электродный потенциал.Разность стандартных электродныхпотенциалов и константа равновесия ОВР.Галина Петровна Жмуркок.х.н., доцентКафедра общей химииХимический факультет МГУ20141ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)ОВРреакции обмена электронами между атомами, молекулами, ионами.KI + FeCl3 → I2 + FeCl2 + KCl2I– – 2e = I21Fe3+ + e = Fe2+22I– + 2Fe3+ = I2 + 2Fe2+2KI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 6KClЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20142Правила написания окислительно-восстановительных реакцийZnS(к.) + Cl2(р.) + H2O  ZnSO4(р.) + HCl(р.)= SO42– + Zn2+ ++ 8H8Н++ 1ZnS + 4H2O – 8e – Cl2 + 2e– = 2Cl–4ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = ZnSO4 + 8HCl1) Сильныеэлектролитызаписывают в виде ионов, слабыеэлектролиты, газы, чистые жидкие и кристаллические вещества(осадки) в виде молекул.2) В кислой среде ни в левой, ни в правой части полуреакции незаписывают ионы OH–.3) В щелочной среде ни в левой, ни в правой части полуреакции незаписывают ионы H+.4) В нейтральной среде в левой части полуреакции не записываютни ионов H+, ни OH–.

В правой части полуреакции могут бытьзаписаны как ионы H+, так и ионы OH–.Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20143Важнейшие окислителиОкислителиH2SO4,конц.Продукты восстановленияSO2, S, H2SПолуреакции восстановленияSO42– + 4H+ + 2e– = SO2 + 2H2OHNO3NO2, NO, N2O, N2, NH4+ NO3– + 12H+ + 10e– = N2+ 6H2OKMnO4Кислая средаMn2+MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2OНейтр. средаMnO2MnO4– + 2H2O + 3e– = MnO2 + 4OH–Щел.

средаMnO42–MnO4– + e– = MnO42–Кислая средаCr3+Cr2O72– + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2OНейтр. средаCr(OH)3CrO42– + 4H2O + 3e– = Cr(OH)3 + 5OH–Щел. среда[Cr(OH)4]– CrO42– + 4H2O + 3e– = Cr(OH)4– + 4OH–КисH2O2Кислая средалая средаH 2OH 2O+ + 2e– = 2H OHO+2H22H2O2 + 2H+ + 2e– = 2H22OНейтр.Нейтр. иищел.щел. средасреда–OHOH–––HH22OO22 ++ 2e2e– == 2OH2OH–K2Cr2O7H 2 O2Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.

МГУ. 20144Важнейшие восстановителиВосстановителиПродукты окисленияМеталлыИоны Мn+M – ne– = Mn+KII2, IO3–I– + 3H2O – 6e– = IO3– + 6H+Na2SO3Кислая средаПолуреакции окисленияSO42– H2SO3 + H2O – 2e– = SO42– + 4H+Нейтр. среда SO42– SO32– + H2O – 2e– = SO42– + 2H+Щел. средаH 2 O2SO42– SO32– + 2OH– – 2e– = SO42– + H2OКислая инейтр. средаO2H2O2 – 2e– = O2 + 2H+Щел. средаO2H2O2 + 2OH– – 2e– = O2 + 2H2OЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20145Определение ΔrG реакцииZnS(к.) + Cl2(р.) + H2O  ZnSO4(р.) + HCl(р.)1+ZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H++ 8HCl2 + 2e– = 2Cl–4ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = ZnSO4 + 8HClZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ΔfHкДж/мольS–205,40–285,8–745,7–153,60–131,357,7239,270,118–110,6056,5ΔrH= –601,1 кДж/моль,ΔrS= –935,5 Дж/КΔrG = –601,1 – (–0,9355∙298) = –322,3 кДжЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии. МГУ. 20146ОВР в гальваническом элементеА = nFEn – число e– переходящих отвосстановителя к окислителюF – число Фарадея, 96485 KлЕ – разность электродныхпотенциалов (В)А = –GGE  nF2I– – 2e─ = I2Fe3+ + e─ = Fe2+Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20147Возникновение электродногопотенциаларавновесиеMe + ne–  Men+Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20148ОВР в гальваническом элементеА = nFEn – число e– переходящих отвосстановителя к окислителюF – число Фарадея, 96485 KлЕ – разность электродныхпотенциалов (В)А = –GGE  nFE = Е2 – E1Е1I2  2I–Е2Fe3+  Fe2+Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ.

20149Стандартный водородный электрод2H+ + 2e–  H2Е = 0 (при любой t)Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 201410Электродные потенциалы полуреакцийI2II2  2I–Fe3+Fe2+Fe3+  Fe2+Электродный потенциал полуреакции Е — это разность электродныхпотенциалов, возникающая в гальваническом элементе, составленномиз стандартного водородного электрода и электрода, в которомпротекает исследуемая полуреакция.При активностях всех участвующих в исследуемой реакции частицравных 1 и температуре 298 К электродный потенциал полуреакцииназывается стандартным и обозначается Е.Жмурко Г.П.

Кафедра общей химии. МГУ. 201411Стандартные электродные потенциалы полуреакцийE= 0,45 ВCa2+ +2e–ПолуреакцияЕ, В= Ca– 2,87SO42– + H2O + 2e– = SO32– + 2OH–– 0,93Fe2+ + 2e– = Fe– 0,452H+ + 2e– = H2E= 0,93 В0,00I2 + 2e– = 2I+ 0,65Fe3+ + e– = Fe2++ 0,77– + +2е+H=MnO2H8H+2 5e– = Mn2+ + 4H2O4 ++ +2е = H+2H1,5121. Полуреакции записаны как процессы восстановленияОх + ne – = Red2.

Электродные потенциалы рассчитаны на 1 е–3. (+Е) - в гальваническом элементе с водородным электродомпротекает полуреакция восстановления (так как записана)4. (–Е) - в гальваническом элементе с водородным электродом протекаетполуреакция окисления (обратная записанной)Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 201412ПолуреакцияЕ, ВCa2+ + 2e– = Ca– 2,87SO42– + H2O + 2e– = SO32– + 2OH–– 0,93Fe2+ + 2e– = Fe– 0,452H+ + 2e– = H20,00I2 + 2e– = 2I+ 0,65Fe3+ + e– = Fe2++ 0,77MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O+ 1,51Окислительная способностьвозрастаетСтандартные электродные потенциалы полуреакций1. Полуреакции записаны как процессы восстановленияОх + ne – = Red .2.

Электродные потенциалы рассчитаны на 1 е–.3. (+Е) - в гальваническом элементе с водородным электродомпротекает полуреакция восстановления (так как записана).4. (–Е) - в гальваническом элементе с водородным электродомпротекает полуреакция окисления (обратная записанной).Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 201413ОПРЕДЕЛЕНИЕ РАЗНОСТИ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ (Е) РЕАКЦИИG   nFE G   0, E   0E   EокЕ.вос .ЕРеакция2Сu2+ + 4I– = 2CuI + I20,86 – 0,65 = 0,21 В2Сu2+ + 4Br– = 2CuBr + I20,64 – 1,09 = –0,45 ВПолуреакцияE, ВI2 + 2e– = 2I–+0,65Cu2+ + Br – + e– = CuBr+0,64Cu2+ + I – + e– = CuI+0,86Br2 + 2e– = 2Br–+1,09Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ.

201414ОПРЕДЕЛЕНИЕ РАЗНОСТИ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ (Е) РЕАКЦИИG   nFE G   0, E   0ЕnK0,86 – 0,65 = 0,21 В21,31070,64 – 1,09 = –0,45 В 25,610–16Реакция2Сu2+ +4I–= 2CuI + I22Сu2+ + 4Br– = 2CuBr + I2E   EокЕ.вос .КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ ОВРG   nFE   RT ln KnFEln K RTnE lg K 0,059Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014K  10nE 0,05915ОПРЕДЕЛЕНИЕ Е РЕАКЦИИZnS(к.) + Cl2(р.) + H2O  ZnSO4(р.) + HCl (р.)1 +Е = ?ZnS + 4H2O – 8e – = SO42– + Zn2+ + 8H++ 8H4 Е = 1,40 ВCl2 + 2e– = 2Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8e– = ZnS + 4H2OSO42– + 10H+ + 8e– = Н2S + 4H2OЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии. МГУ. 2014Е = ?Е = 0,31 В16Определение электродного потенциала Е полуреакции(х) Zn2+ + 8H+ + SO42– + 8e– = ZnS + 4H2O(1) SO42– + 10H+ + 8e– = Н2S + 4H2OЕ = +0,31 В(2) H2S  2H+ + S2–K = K1K2 = 6,8410–23(3) ZnS(к.)  Zn2+ + S2–K = ПР = 1,210–23x = (1) + (2) – (3)8SO42– + 10H+ + 8e– + H2S + Zn2+ + S2– = Н2S + 4H2O + 2H+ + S2– + ZnSZn2++ 8H+ + SO42– + 8e– = ZnS + 4H2OΔGх = ΔG1 + ΔG2 − ΔG3 = –239,3 + 126,4 – 130,6 = –243,5 кДжΔG1 = –nFE = –896485(+0,31) = –239283 Дж = –239,3 кДжΔG2 = –RTlnK = –8,314298ln6,84∙1023 = 126356 Дж = 126,4 кДжΔG3 = –RTlnK = –8,314298 ln1,2∙1023 = 130568 Дж = 130,6 кДжЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ.

201417ОПРЕДЕЛЕНИЕ Е РЕАКЦИИZnS(к.) + Cl2(р.) + H2O  ZnSO4(р.) + HCl (р.)1+ Е = 0,315 ВZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H++ 8H4 Е = 1,40 ВCl2 + 2e– = 2Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ΔЕ = Еок. – Евос. = 1,40 – 0,315 = 1,085 В > 0K  10KnE 0,059 1081,0850,059 1,31 10147[SO4 2 – ][ Zn2  ][H ]8 [Cl– ]8[ Cl2 ]4Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 201418.

Характеристики

Тип файла PDF

PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.

Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.

Список файлов лекций