Лекция (8) (1134521)

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

Текст из файла

Лекция 8ОкислительновосстановительныереакцииПлан лекции1.2.3.4.5.6.7.8.9.Понятие окисления и восстановления.Типичные восстановители и окислители.Восстановление металлов из оксидов.Методы электронного и электронно-ионного баланса.Окислительно-восстановительные потенциалы,стандартные электродные потенциалы.Уравнение Нернста, его использование.Электрохимический ряд напряжений металлов.Химические источники тока.Электролиз.Реакции с изменением степениокисления элементов (ОВР)Окисление потеря электронаВосстановление - приобретение электронаОкислитель:Восстановитель:принимает e− (восстанавливается)поставляет e− (окисляется)MgO(тв.) + C(тв.) → Mg(ж.) + CO(г.)+200+2A(г.) → A+(г.) + e−(г.)A+(г.) + e−(г.) → A(г.)A(г.) + e−(г.) → A−(г.)Восстановление магнияиз оксида углеродомионизациярекомбинацияионизацияТипичные окислители и восстановителиВыступают как окислители: Атомы элементов всостоянии высшей илипромежуточной степениокисления KMnO4, K2Cr2O7.

Катионы металлов ввысокой степени окисления:Fe3+, Cu2+. Атомы элементов с числомвалентных электронов 4-7:F, Cl, Br, I, O, N.+7+6+5Выступают как восстановители: Атомы с числом валентныхэлектронов 1-3: щелочныеметаллы, щелочноземельныеметаллы, Al, Fe, Zn. Отрицательно заряженные ионынеметаллов: F−, Cl−, Br−, I−. Катионы металлов в низшейстепени окисления: Fe2+, Cu+.−3−2−1N H 3 , H 2 S, H I+4K Mn O 4 , K 2 Cr2 O 7 , H N O 3 , Pb O 2Обладают окислительно-восстановительной двойственностью:-1+3+3+400H 2 O 2 , Cr Cl3 , H N O 2 , Mn O 2 , S, I 2Важнейшие окислителиКислород: O2Озон: O3Пероксиды: KO2Азотная кислота: HNO3Серная кислота: H2SO4Хлорная кислота: HClO4Царская водка: смесь HNO3(конц.) и HCl(конц.) в соотношении 1:3 об.Оксид марганца (IV): MnO2Перманганат калия: KMnO4Хромат калия: K2CrO4Дихромат калия: K2Cr2O7Галогены: Cl2Фториды благородных газов: PtF6Межгалогенные соединения: ClF3Au + HNO3(конц.) + 4HCl(конц.) = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2OHNO3 + 3HCl = Cl2 + NOCl + 2H2OПромежуточная реакцияс образованием хлора инитрозилхлоридаВажнейшие восстановителиУглерод: CОксид углерода (II): COВодород: H2Активные металлы: NaСульфит натрия: Na2SO3Гидриды металлов: CaH2Соединения, содержащие неметаллы в отрицательных степеняхокисления: H2S, NH3, PH3.

Аммиачные растворы щелочных и щелочноземельных металловКлассификация окислительновосстановительных реакцийМежмолекулярные (окислитель и восстановитель - разные вещества):0-1+20Zn + 2H Cl = Zn Cl 2 + H 2 ↑Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в составодного и того же вещества):+7−2 t+6+402K Mn O 4 = K 2 Mn O 4 + Mn O 2 + O 2 ↑Диспропорционирование [дисмутация] (степень окисления одного итого же элемента и повышается и понижается):-10+1Cl 2 + 2KOH = K Cl + K Cl O + H 2 OКонтрпропорционирование [конмутация] (взаимодействие окислителяи восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент вразных степенях окисления):+5-10H Br O 3( конц.) + 5H Br ( конц.) = 3 Br2 + 3H 2 OПродуктом является веществос элементом в промежуточнойстепени окисленияВосстановление металлов из оксидовРеакция∆rH°°298∆rS°°298кДж/моль Дж/моль·K(1)C(тв.) + ½O 2(г.) = CO(г.)−110.5+89.3(2)½C(тв.) + ½O 2(г.) = ½CO 2(г.)−196.8+1.45(3)CO(г.) + ½O 2(г.) = CO2(г.)−283.0−86.4(4)Zn(тв.) + ½O 2(г.) = ZnO(тв.)−350.5−100.5(5)Zn(г.) + ½O 2(г.) = ZnO(тв.)−480.8−219.8(1)−(5) C(тв.) + ZnO(тв.) = CO(г.) + Zn(г.)+370.3+309.1Диаграмма Эллингхэма∆ r G° = ∆ r H ° − T∆ r S ° = a + bT0CO,CO2-200C,CO2o∆rG , кДж/моль-100C,CO-300Zn(тв.),ZnOZn(г.),ZnO-400Tкип(Zn)T = 1092 K-50005001000Температура, K15002000Составление уравнений ОВРРеакция окисления сульфита натрияперманганатом калия в водном растворе:Na2SO3(aq) + KMnO4(aq) ?+4+6SO3S − 2e → S2– SO4+7+2–+7+4–+7+6Mn + 5e → Mn MnO4 SO32–восстановитель2–Mn2+Mn + 3e → Mn MnO4 MnO2–2–Mn + 1e → Mn MnO4 MnO4в кислойсредев нейтральнойсредеMnO4–окислительв щелочнойсредеКислая среда:SO32– + MnO4– + H+ SO42– + Mn2+ + H2ONa2SO3 + KMnO4 + H2SO4 Na2SO4 + MnSO4 +K2SO4 + H2OПодбор коэффициентов:Метод электронно-ионного балансаУравниваем кислород в полуреакциях, используя ионы H+ и воду:MnO4– + 8H+ Mn2+ + 4H2OSO32– + H2O SO42– + 2H+Избыточные атомы кислородаокислителя связываются в водуНедостающие атомы кислородавосстановителя берутся из водыУравниваем заряды, добавляя нужное число электронов:2× MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O5× SO32– + H2O – 2e = SO42– + 2H+5SO32– + 2MnO4– + 6H+ = 5SO42– + 2Mn2+ + 3H2OОкончательнов молекулярном виде5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 +K2SO4 + 3H2OВлияние среды на протекание ОВР5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 +K2SO4 + 3H2O5SO32– + 2MnO4– + 6H+ = 5SO42– + 2Mn2+ + 3H2Oкислая3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH3SO32– + 2MnO4– + H2O = 3SO42– + 2MnO2↓ + 2OH–нейтральнаяNa2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2OSO32– + 2MnO4– + 2OH– = SO42– + 2MnO42– + H2OщелочнаяВозникновение межфазнойразности потенциаловЭлектрод «металл-ион металла»∆ϕ°(p, Cu)Полуреакция восстановленияЭлектрон в полуреакцияхэто сокращенноеобозначение системы:Cue–Cu2+(aq.) + 2e– = Cu(тв.)Cu2+Раствор, содержащийкатионы металлаe– ≡ [½H 2(г.) − H+(aq)]Водород в виде газа игидратированных ионовнаходится всоответствующихстандартных состоянияхСопряженные пары«окислитель-восстановитель».Стандартные потенциалы.νOx +ne−→ ν´Red,Eo[Ox] = [Red] = 1 моль/л, P(H2) = 1 бар[Red ]ν′K=[Ox ]νКонстантаравновесия дляполуреакцииOx и Red – сопряженная пара«окислитель-восстановитель»Чем больше cтандартныйокислительно-восстановительныйпотенциал Eo, тем сильнее Ox какокислитель и слабее Red каквосстановительОкислительПолуреакция восстановленияE°, ВF2F2 + 2e → 2F–2.89O2O2 + 4H+ + 4e → 2H2O1.23NO3– + 4H+ + 3e → NO + 2H2O0.96KMnO4MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O1.51K2Cr2O7Cr2O72– + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O1.38HNO3Ox - сильный окислительE° > 0Электрохимический ряднапряжений металловLi+ + e– = Li−3.02 ВLi-Rb-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb--H-0В-Sb-Bi-Cu-Ag-Hg-Pd-Pt-Au+ 1.42 ВAu3+ + 3e– = AuЭДС как разность электродных потенциаловМедно-цинковыйэлемент ДаниэляZnZn2+ Cu2+CuPtLRT aCu 2+E = ER − EL = E ° +ln2 F aZn 2+PtRНа концах электродов(клеммах) должен бытьодин и тот же металлИспользование окислительновосстановительных потенциаловВ молекулярной форме:ZnCl2(aq) + H2(г.) → Zn(тв.) + HCl(aq)∆ r G° = +147 кДжВ ионной форме:Zn2+(aq) + H2(г.) → Zn(тв.) + H+(aq)∆ r G° = +147 кДж, E ° = −0.76 ВВ форме полуреакций:2H+(aq) + 2e− → H2(г.)∆ r G° = 0, E L ° = 0Zn2+(aq) + 2e− → Zn(тв.)∆ r G ° = +147 кДж, ER ° = −0.76 ВСтандартный потенциаллевого электродаE L ° = E °(H + , H 2 )Стандартный потенциалправого электродаE R ° = E °( Zn 2+ , Zn)ЭДСПотенциалообразующиепарыУравнение Нернстаν A Ox A + ν B Red B → ν ′A Red A + ν ′B Ox B[Red A ]ν′A [Ox B ]ν′BQ=[Ox A ]ν A [Red B ]ν BRTПри равновесии E = 0, Q = KE = E° −ln QnFnFE °ln K =RT∆ r G° = − nFE °F = 96485 Кл·моль–1Число ФарадеяZn2+(aq) + H2(г.) → Zn(тв.) + H+(aq)∆ r G°ln K = −RT[H + ]Q=[ Zn 2+ ]PH 2Использование уравнения НернстаRTln 10 = 0.059 В = 59 мВFприT = 298 KOx + ne− → RedRT a(Red)0.059 a(Red)E = E° −ln= E° −lgnFa (Ox )na (Ox )R = 8.314 Дж/(моль K), F = 96485 Кл/моль, a – активностьВ разбавленных растворах:a = c(моль/л)Для идеальных газов:a = P(бар)Пример.

Найти потенциал водородного электрода в чистой водепри T = 298 К и стандартном давлении водорода.2H+ + 2e− → H220.059 CH +olg= 0.00 + 0.059lg CH+ = − 0.059pH = − 0.41 ВE =E +2pH2Диаграммы Латимера - 10.771 − 2 × 0.44 == 3 × (−0.036)+3+2Fe3+(aq)0.771Fe2+(aq)0−0.44Fe(тв.)−0.036ЗаписьClO4−ClO4−Означает:1.2010.374ClO3−КислаясредаpH = 0pOH = 14ClO3−ЩелочнаясредаpH = 14pOH = 0T = 298 KClO4–(aq) + 2H+(aq) + 2e– = ClO3–(aq) + H2O(ж.)E° = +1.201 В Кис.ClO4–(aq) + H2O(ж.) + 2e– = ClO3–(aq) + 2OH–(aq) E° = +0.374 В Щел.Диаграммы Латимера - 2+7+6+5+4+3+201.511.23MnO4−0.904.18HMnO4−MnO22.090.951.5Mn3+−1.18Mn[H+] = 1 моль/л[OH−] = 10−14 моль/лКислаясреда1.69Mn2+0.34−0.088MnO4−0.56MnO42−0.27MnO43−0.93MnO20.150.600.59−0.23Mn2O3Щелочнаясреда−1.56Mn(OH)2Mn[H+] = 10−14 моль/л[OH−] = 1 моль/лЭлектролиз раствора NaClЭлектролиз расплава NaClРезюмеОсновные понятия неорганической химии:кислота - основание, окислитель - восстановительХимические свойства неорганических веществопределяются кислотно-основными и окислительновосстановительными закономерностямиТипичные неорганические реакции:HA(кислота) + B(основание) = A(основание) + HB(кислота)Ox1(ок-ль) + Red2(в-ль) = Red1(в-ль) + Ox2(ок-ль).

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