Лекция (18) (1106728)

Файл №1106728 Лекция (18) (Лекции)Лекция (18) (1106728)2019-04-28СтудИзба
Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Окислительно –ВосстановительныеРеакции (ОВР)Кинетика реакций-Терминология и идеология ОВРСпособ уравнивания (химических реакций)Способ жить (живые организмы)Способ хорошо жить (химические источники тока и пр.)Е.А.Гудилин, А.В.ШевельковЭлектромобиль Tesla Model S85 кВч аккумуляторы (550 кг)400 километров без подзарядкидо 100 км/ч за 5,6 секунды,максимальная скорость 200 км/чЗарядка от 240 В - 4–5 часовLi = Li+ + e- (3.04 В),Co3+/Co2+ (1.95 В),Co4+/Co2+ (>2 В)LiCoO2 + 6xC → Li1-xCoO2 + xLi+C6LiFePO4 + 6xC → Li1-xFePO4 + xLi+C6ЭДС = Е0ок — Е0восстЦентр Электрохимической Энергетики(химфак МГУ, ФНМ МГУ, физфак МГУ,Массачусетский Технологический Институт)antipov@ICR.CHEM.MSU.RU (проф.

Е.В.Антипов)Горение на воздухе4Li + O2 = 2 Li2OЛитий – воздушныйаккумулятор:Li + O2 = {LiO2}2 LiO2 = Li2O2 + O2Отрицательный электрод:Li + e- → Li+Положительный электрод:O2 + 2e⎯ + 2Li+ →Li2O2(2.96 В)O2 + 4e⎯ + 4Li+ → 2Li2O(2.91 В)Эритроциты и митохондрииВосстановитель Окислитель Ео, ВН22Н+-0,42НАД • Н + Н+НАД+-0,32НАДФ • Н + Н+ НАДФ+ -0,32Цитохром B (Fe2+) / (Fe3+) = +0,07Цитохром C1 (Fe2+) / (Fe3+) = +0,23Цитохром A (Fe2+) / (Fe3+) = +0,29Цитохром A3 (Fe2+) / (Fe3+) = +0,55H2O½ О2 +0,82Окислительно – восстановительные реакции –это такие химические реакции, в которых происходитпередача ЭЛЕКТРОНОВ от одних частиц (атомов,молекул, ионов) к другим, в результате чего изменяетсястепень окисления атомов, входящих в состав этихчастиц.Степень окисления – формальный заряд, которыйможно приписать атому, входящему состав какой – либочастицы, исходя из (гипотетического) предположения очисто ионном характере связи в данной частице.Правила расчета степени окисления (СО):1.Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этойчастицы2.

Более электроотрицательным атомам соответствует болеенизкая СО.3. Для ряда атомов следует использовать, как правило,фиксированные степени окисления (щелочные металлы,фтор, бор, алюминий, лантаниды и пр.)4. Максимальная СО равна номеру группы (длякороткопериодного вариант ПСЭ), за исключением (целого)ряда элементов.СО – ФОРМАЛЬНАЯ величина!Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВРприобретает электроныВосстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВРотдает электроны.Восстановление – процесс, в ходе которого окислительприобретает электроны и переходит в сопряженнуювосстановленную форму.Окисление – процесс, в ходе которого восстановительотдает электроны и переходит в сопряженнуюокисленную форму.В любой ОВР всегда принимают участие две парыконкурирующих за электроны сопряженных окислителейи восстановителей (редокс - пары).Сопряженные парыОбщий вид полуреакции:Ox + neRed, Eo (В)Ox – окислитель, Red – восстановитель, вместе – сопряженная параКоличественная характеристика –cтандартный окислительно-восстановительный потенциал E0 (В)Чем больше E0, тем сильнее Ox как окислитель и слабее R каквосстановитель+1 2H (р-р)1 Zn 2+(р-р)2eH 2 , E = 0.000 В,2eZn, E =Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ,H + окислитель0.763 В,E = EH+ / H2ZnвосстановительEZn 2+ / Zn = +0.763 ВСтандартный окислительновосстановительный потенциалСтандартный окислительно-восстановительный потенциалопределяется как электродный потенциал относительностандартного водородного потенциалаПо определению:E (H+/H2) = 0.000 ВСтандартные условия:активности всех ионов равны 1,давления всех газов – 1 бар.Примеры:E (Zn2+ / Zn) = –0.760 ВE (Cu2+ / Cu) = +0.337 ВУравнение НернстаG = -nFE,где n – количество электронов, F – число ФарадеяF = 96485 Кл/мольУравнение Нернста связывает стандартный электродный потенциалс реальным, т.е.

зависящим от активности компонентовДля реакцииE =EOx + neRT aOxln=EnF aRRed0.059 aOxlgnaRСледствие:потенциал полуреакции зависит от pH средыПолезные уравнения:Aэ/х = nFE, F – заряд одного моля электронов, 96500 Кл / мольG = - nFE, то есть еслиE>0, то G<0 и процесс самопроизвольно протекаетE<0, то G>0 и для проведения процесса необходима эдсG0 = - nFE0 = - RTlnK, nFE0 / RT = lnK, E = (RT / nF) lnKВольт – эквивалент реакции (полуреакции) - величина,равная произведению электродного потенциала на числоэлектронов, принимающих участие в данной реакции.ОВР – уравнивание химических реакций или что – то еще?10 [Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6] + 1176 KMnO4 + 2798 HNO3 =35 K2Cr2O7 + 420 CO2 + 1106 KNO3 + 1176 Mn(NO3)2 + 1879 H2O-Закон сохранения массы / энергии-Закон сохранения зарядаСпособы уравнивания химических реакций:-Эвристический или метод внимательного всматривания(не рекомендуется  )-Алгебраический(просто, но долго и не дает понимания сути)-Метод ОВР – полуреакций (метод электронного баланса,метод электронно – ионного баланса и пр.)(рекомендуется)Окисление и восстановлениеВ окислительно-восстановительных реакциях электроныпереходят от одной частице к другойВосстановление – приобретение электрона, понижение степени окисленияОкисление – потеря электрона, повышение степени окисленияВ каждой окислительно-восстановительной реакции есть двеполуреакции: окисления и восстановленияNa2SO3 + KMnO4 + H2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2OВ ионной форме:SO32– + MnO4– + H+  SO42– + Mn2+ + H2OВосстановление: MnO4–  Mn2+Окисление:SO32–  SO42–(Mn7+(S4+Mn2+)S6+)Горение водорода в кислороде:2H2 + O2 = 2H2O + QГорение воды:Метод электронно – ионного баланса:при составлении полуреакций используют ионы и (или) молекулы,присутствующие в растворе.

Алгоритм:1. Найти частицы, атомы которых меняют СО и составить полуреакции сих участием (необходимо учитывать электролитическую диссоциацию ирН среды).2. Уравнять полуреакции, добиваясь-материального баланса (можно использовать молекулы воды, в кислойсреде – протоны, в щелочной – гидроксид-анионы, в расплавах – O2-,орг. вещ-ва – [O])-баланса по зарядам, то есть равенства суммарных зарядов всех ионови переданных электронов в левой и правой частях уравнения3. Умножить полуреакции на коэффициенты, обеспечивающиеравенство принятых и отданных электронов.4. Сложить полуреакции, добавить нужные противоионы,если нужно, записать в «молекулярной» форме.Полуреакции окисления и восстановленияMnO4– + 8H+  Mn2+ + 4H2OSO32– + H2O  SO42– + 2H+Полуреакции с учетомматериального иэлектронного балансаСоставление уравнения реакции в ионной форме:2MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O5SO32– + H2O – 2e = SO42– + 2H+5SO32– + 2MnO4– + 6H+ = 5SO42– + 2Mn2+ + 3H2OСоставление уравнения реакции в молекулярной форме:5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 +K2SO4 + 3H2OПрименение уравнение Нернста2H+ + 2eДля полуреакции:H2При pH=7 (в чистой воде)2E =E0.059 CHlg= 0.00 0.059lg CH =2pH20.059pH =0.41 ВЗависимость от pH средыДля полуреакции:MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2OE = E0 + (0.059/5)lg[H+]8 = 1.51 – 0.094pHpH=1pH=2pH=3pH=4pH=5pH=6pH=7E=1.416E=1.322E=1.228E=1.134E=1.040E=0.946E=0.852Диаграммы ЛатимераДиаграммы Латимера – система обобщения количественных red/oxданных для конкретного элемента.Слева направо записываются соединения элемента в порядкеПонижения СО.

Над стрелками записывают величины потенциалов.Пример построенияДаны потенциалы электродных полуреакций:Fe3+ + 3e- = Fe0E0 = -0.036 ВFe2+ + 2e- = Fe0E0 = -0.44 ВНайдем E0(Fe3+/Fe2+):E0(Fe3+/Fe2+) = 3E0(Fe3+/Fe0) – 2E0(Fe2+/Fe0) == 3x(-0.036) – 2x(-0.44) = +0.771+3+20.7713+Fe2+(aq)Fe (aq)0.0360.440Fe(тв.)Анализ диаграммы Латимера+3Fe3+(aq)+20.771Fe2+(aq)0.440Fe(тв.)0.036Справедливо только для pH=01. Fe3+ окислитель, восстанавливается только до Fe2+2.

Fe0 восстановитель, в отсутствие сильного окислителяокислится только до Fe2+3. Fe2+ окисляется под действием сильного окислителяПримеры реакций1. 2FeCl3 + 2HI = I2 + 2FeCl2 + 2HClFe3+2. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2Fe03. 3Fe(NO3)2 + 4HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 2H2OFe2+Fe2+Fe2+Fe3+Диаграммы Латимера для pH=0 и pH=14ClO4–(aq) + 2H+(aq) + 2e– = ClO3–(aq) + H2O(ж.)E° = +1.201 ВClO4–(aq) + H2O(ж) + 2e– = ClO3–(aq) + 2OH –(aq) E° = +0.374 ВПотенциалы электродных полуреакций различны для кислой и щелочной средыВ кислой среде стандартное условие pH=0, pOH=14В щелочной среде стандартное условие pH=14, pOH=0E0(ClO4-/ClO3-) = +1.201 В для pH=0(стандартное условие кислой среды)E0(ClO4-/ClO3-) = +0.374 В для pH=14(стандартное условие щелочной среды)Диаграмма Латимера для Cl (pH=0)+7+5+3+10-1+1.458ClO4-+1.20ClO3-+1.19+1.18HClO2+1.65HClO+1.63Cl2+1.36Cl-+1.495E0(HClO/Cl-) = [E0(HClO/Cl2) + E0(Cl2/Cl-)]/2 = (1.63+1.36)/2 = 1.495 ВE0(ClO4-/HClO2) = [2E0(ClO4-/ClO3-) + 2E0(ClO3-/HClO2)]/4 = 1.19 ВE0(ClO3-/Cl2) = [2E0(ClO3-/HClO2) + 2E0(HClO2/HClO) + E0(HClO/Cl2)]/5 == [2x(1.18) + 2x(1.65) + 1.63]/5 = 1.458 ВДиаграммы Латимера для Mn+7+6+5+4+3+201.511.23MnO4−0.904.18HMnO4−MnO22.090.95Mn3+Кислаясреда1.691.5Mn2+1.18Mn[H+] = 1 моль/л[OH ] = 10 14 моль/л0.340.088MnO4−0.56MnO42−0.27MnO43−0.600.590.93MnO20.15Mn2O3Щелочнаясреда0.23Mn(OH)21.56Mn[H+] = 10 14 моль/л[OH ] = 1 моль/лДиаграммы Фроста: построениеДиаграмма Фроста: «степень окисления – вольт-эквивалент»График зависимости NE0 для пары X(N)/X(0)от степени окисления N элемента XЧем больше наклон «возрастающей прямой», тем болеесильные окислительные свойства проявляет RedOx пара.X(N) + Ne- = X(0)E0, ВПостроение диаграммы0,0NE0, VO2+0.70H2O2+1.76-0,5H2O2O2H2O-1,0+1.23-1,5NE0(O2/H2O2) = (-1)x(+0.70) = -0.7-2,0NE0(O2/H2O) = (-2)x(+1.23) = -2.46-2,5диспропорционируетH2O-2,0H2O2 = H2O +1/2O2-1,5E0 = -0.70 + 1.76 = +1.06G<0!-1,0N-0,50,0Диаграмма Фроста для азота1.

В кислой среде окислительные свойства вположительных с.о. выражены сильнее, чем в щелочнойE0(NO3-/HNO2) = +0.93BE0(NO3-/NO2-) = +0.01B2. В кислой среде восстановительные свойства вотрицательных с.о. выражены слабее, чем в щелочнойE0(N2/N2H5+) = -0.23BE0(N2/N2H4) = -1.12B3. В кислой среде диспропорционируют все с.о. с образованиемN2, HNO3, NH4+4. В щелочной среде NO и N2O4 сопропорционируют2NO + N2O4 + 4OH- = 4NO2- + 2H2OnE, V64pH = 0MnO43–20MnO4–HMnO4–MnO2MnMn2+-2Mn3+Mn(OH)2Mn2O3-40123MnO43–MnO4–MnO42–MnO24pH = 145678n1. В кислой среде Mn+7, Mn+6 – сильныеокислители, Mn+5 – очень сильный окислитель2. В щелочной среде окислители Mn+5, Mn+7nE, V64pH = 0MnO43–20MnO4–HMnO4–MnO2MnMn2+-2Mn3+Mn(OH)2Mn2O3-40123MnO43–MnO4–MnO42–MnO24pH = 145678n3.

В кислой среде диспропорционируют Mn+5, Mn+64. В щелочной среде диспропорционируют Mn+2, Mn+5nE, V64pH = 0MnO43–20MnO4–HMnO4–MnO2MnMn2+-2Mn3+Mn(OH)2Mn2O3-40123MnO43–MnO4–MnO42–MnO24pH = 145675. В кислой среде наиболее устойчив Mn2+6. В щелочной среде наиболее устойчив Mn3+8nДиаграммы Фроста1. Позволяют определить наиболее устойчивое состояниеэлемента в водном растворе в кислой и щелочной средах2. Указывают на возможность диспропорционирования исопропорционирования3. Позволяют сравнивать red/ox активность различныхмолекулярных форм в разных степенях окисления4.

Характеристики

Тип файла
PDF-файл
Размер
2,64 Mb
Материал
Тип материала
Высшее учебное заведение

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

Свежие статьи
Популярно сейчас
Зачем заказывать выполнение своего задания, если оно уже было выполнено много много раз? Его можно просто купить или даже скачать бесплатно на СтудИзбе. Найдите нужный учебный материал у нас!
Ответы на популярные вопросы
Да! Наши авторы собирают и выкладывают те работы, которые сдаются в Вашем учебном заведении ежегодно и уже проверены преподавателями.
Да! У нас любой человек может выложить любую учебную работу и зарабатывать на её продажах! Но каждый учебный материал публикуется только после тщательной проверки администрацией.
Вернём деньги! А если быть более точными, то автору даётся немного времени на исправление, а если не исправит или выйдет время, то вернём деньги в полном объёме!
Да! На равне с готовыми студенческими работами у нас продаются услуги. Цены на услуги видны сразу, то есть Вам нужно только указать параметры и сразу можно оплачивать.
Отзывы студентов
Ставлю 10/10
Все нравится, очень удобный сайт, помогает в учебе. Кроме этого, можно заработать самому, выставляя готовые учебные материалы на продажу здесь. Рейтинги и отзывы на преподавателей очень помогают сориентироваться в начале нового семестра. Спасибо за такую функцию. Ставлю максимальную оценку.
Лучшая платформа для успешной сдачи сессии
Познакомился со СтудИзбой благодаря своему другу, очень нравится интерфейс, количество доступных файлов, цена, в общем, все прекрасно. Даже сам продаю какие-то свои работы.
Студизба ван лав ❤
Очень офигенный сайт для студентов. Много полезных учебных материалов. Пользуюсь студизбой с октября 2021 года. Серьёзных нареканий нет. Хотелось бы, что бы ввели подписочную модель и сделали материалы дешевле 300 рублей в рамках подписки бесплатными.
Отличный сайт
Лично меня всё устраивает - и покупка, и продажа; и цены, и возможность предпросмотра куска файла, и обилие бесплатных файлов (в подборках по авторам, читай, ВУЗам и факультетам). Есть определённые баги, но всё решаемо, да и администраторы реагируют в течение суток.
Маленький отзыв о большом помощнике!
Студизба спасает в те моменты, когда сроки горят, а работ накопилось достаточно. Довольно удобный сайт с простой навигацией и огромным количеством материалов.
Студ. Изба как крупнейший сборник работ для студентов
Тут дофига бывает всего полезного. Печально, что бывают предметы по которым даже одного бесплатного решения нет, но это скорее вопрос к студентам. В остальном всё здорово.
Спасательный островок
Если уже не успеваешь разобраться или застрял на каком-то задание поможет тебе быстро и недорого решить твою проблему.
Всё и так отлично
Всё очень удобно. Особенно круто, что есть система бонусов и можно выводить остатки денег. Очень много качественных бесплатных файлов.
Отзыв о системе "Студизба"
Отличная платформа для распространения работ, востребованных студентами. Хорошо налаженная и качественная работа сайта, огромная база заданий и аудитория.
Отличный помощник
Отличный сайт с кучей полезных файлов, позволяющий найти много методичек / учебников / отзывов о вузах и преподователях.
Отлично помогает студентам в любой момент для решения трудных и незамедлительных задач
Хотелось бы больше конкретной информации о преподавателях. А так в принципе хороший сайт, всегда им пользуюсь и ни разу не было желания прекратить. Хороший сайт для помощи студентам, удобный и приятный интерфейс. Из недостатков можно выделить только отсутствия небольшого количества файлов.
Спасибо за шикарный сайт
Великолепный сайт на котором студент за не большие деньги может найти помощь с дз, проектами курсовыми, лабораторными, а также узнать отзывы на преподавателей и бесплатно скачать пособия.
Популярные преподаватели
Добавляйте материалы
и зарабатывайте!
Продажи идут автоматически
6384
Авторов
на СтудИзбе
307
Средний доход
с одного платного файла
Обучение Подробнее