lecture06 (792001)

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

Текст из файла

Лекция 6Окислительно‐восстановительныереакции. Электродный потенциал. Разность стандартных электродныхпотенциалов и константа равновесияОВР.ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)ОВР - реакции обмена электронамимежду атомами, молекулами, ионами.KI + FeCl3 → I2 + FeCl2 + KCl2I– – 2e- = I21Fe3+ + e- = Fe2+22I– + 2Fe3+ = I2 + 2Fe2+2KI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 6KClПравила написания окислительно-восстановительных реакцийZnS(к) + Cl2(г) + H2O → ZnSO4 + HClZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H+1Cl2 + 2e– = 2Cl–4ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = ZnSO4 + 8HCl1) Сильные электролиты записывают 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 полуреакциине записывают ионы H+.4) В нейтральной среде в левой части полуреакции незаписывают ни ионов H+, ни OH–.

В правой части полуреакциимогут быть записаны как ионы H+, так и ионы OH–.Важнейшие 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–Кислая средаH 2OH2O2 + 2H+ + 2e– = 2H2OНейтр.

ищел. средаOH–H2O2 + 2e– = 2OH–K2Cr2O7H2O2Важнейшие 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. средаH2O2––2–2–SO42– SO3 + 2OH – 2e = SO4 + H2OКислая инейтр. средаO2H2O2 – 2e– = O2↑ + 2H+Щел. средаO2H2O2 + 2OH– – 2e– = O2↑ + 2H2OПравила написания окислительно-восстановительных реакцийZnS(к) + Cl2(г) + H2O → ZnSO4 + HClZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H+1Cl2 + 2e– = 2Cl–4ZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = ZnSO4 + 8HClОпределение ΔrG° реакцииZnS + 4Cl2 + 4H2O =ΔfG° –200,80–237,2SO42––745,7+ Zn2+ + 8H+ + 8Cl––147,20–131,3ΔrG° = 8⋅(–131,3) – 147,2 – 745,7 + 4⋅237,2 + 200,8 = –793,7 кДжВозникновение электродногопотенциаларавновесиеMe + ne – ' Men+ОВР в гальваническом элементеА = n⋅F⋅ΔEn – число e– переходящих отвосстановителя к окислителюF – число Фарадея, 96485 KлΔЕ – разность электродныхпотенциалов (В)А = –ΔGΔGΔE = −nFΔE = Е2 – E1Е1I2 ' 2I–Е2Fe3+ ' Fe2+Стандартный водородный электрод2H+ + 2e– ' H2Е° = 0 (при любой t°)Определение электродного потенциалаМММn+Мn+ЕполуреакцииИсследуемый электродЭлектродный потенциал полуреакции Е — это разностьэлектродных потенциалов, возникающая в гальваническомэлементе, составленном из стандартного водородного электродаи электрода, в котором протекает исследуемая полуреакция.При активностях всех участвующих в исследуемой реакциичастиц равных 1 и температуре 298 К электродный потенциалполуреакции называется стандартным и обозначается Е°.Окислительная способностьвозрастаетСтандартные электродные потенциалы полуреакций1.

Полуреакции записаны как процессы восстановленияОх + ne – = Red .2. (+Е) - в гальваническом элементе с водородным электродомпротекает полуреакция восстановления (так как записана).3. (–Е) - в гальваническом элементе с водородным электродомпротекает полуреакция окисления (обратная записанной).4. Электродные потенциалы рассчитаны на 1 е–.ОПРЕДЕЛЕНИЕ РАЗНОСТИ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ (ΔЕ) РЕАКЦИИΔGo = −nFΔE oΔGo < 0, ΔE o > 0ΔЕ°Реакция2Сu2+ + 4I – = 2CuI↓ + I2ooΔE o = Eок−Евос..0,86 – 0,54 = 0,32 В2Сu2+ + 4Br – = 2CuBr↓ + I2 0,64 – 1,09 = –0,45 ВПолуреакцияE°, ВnK27,0⋅101025,6⋅10 –16ПолуреакцияE°, ВI2 + 2e– = 2I–+0,54Cu2+ + I – + e– = CuI+0,86Cu2+ + Br – + e– = CuBr+0,64Br2 + 2e– = 2Br–+1,09КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ ОВРΔGo = −nFΔEo = − RT ln KnFΔEoln K =RTlg K =onΔE0,059nΔE oK = 100,059Расчет ΔЕ° реакцииZnS(к) + Cl2(г) + H2O → ZnSO4 + HClZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H+1Е° = ?Cl2 + 2e– = 2Cl–4Е° = 1,36 ВZnS + 4Cl2 + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS + 4Cl2 + 4H2O = ZnSO4 + 8HClΔЕ° = Е°ок.

– Е°вос. = 1,36 – 0,315 = 1,045 В > 0K=[SO 4 2 – ][ Zn2 + ][H+ ]8 [Cl– ]8[Cl2 ]4Определение электродного потенциала 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 (lnK = –51)(3) ZnS(к) = Zn2+ + S2–K = ПР = 1,2⋅10–23(lnK = –52,7)x = (1) + (2) – (3)Zn2++ 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⋅(– 51) = 126356 Дж = 126,4 кДжΔG°3 = –RTlnK = –8,314⋅298⋅(– 52,7) = 130568 Дж = 130,6 кДжОпределение электродного потенциала 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 (lnK = –51)(3) ZnS(к) = Zn2+ + S2–K = ПР = 1,2⋅10–23(lnK = –52,7)x = (1) + (2) – (3)Zn2++ 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°х = –243,5 кДжΔG°2 = –RTlnK = –8,314⋅298⋅(– 51) = 126356 Дж = 126,4 кДжΔG °− 243500ΔE ° = −=−= +0,315 ВΔG°3 = –RTlnK = –8,314⋅298⋅(–= 130568 Дж = 130,6 кДжnF8 52,7)⋅ 96485Расчет ΔЕ° реакцииZnS(к) + Cl2(г) + H2O → ZnSO4 + HClZnS + 4H2O – 8e = SO42– + Zn2+ + 8H+1Е° = 0,315 ВCl2 + 2e– = 2Cl–4Е° = 1,36 ВZnS(к) + 4Cl2(г) + 4H2O = SO42– + Zn2+ + 8H+ + 8Cl–ZnS(к) + 4Cl2(г) + 4H2O = ZnSO4 + 8HClΔЕ° = Е°ок.

– Е°вос. = 1,36 – 0,315 = 1,045 В > 0K=[SO 4 2 – ][ Zn2 + ][H+ ]8 [Cl– ]84pCl2.

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