Окисно-відновні реакції. Презентація з хімії на тему "окислювально-відновлювальні реакції"

Окислення – процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Атом перетворюється на позитивно заряджений іон: Zn 0 – 2e Zn 2+ негативно заряджений іон стає нейтральним атомом: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Величина позитивно зарядженого іона (атома) збільшується відповідно до числа відданих електронів: + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном. Атом перетворюється на негативно заряджений іон S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Величина позитивно зарядженого іона (атома) зменшується відповідно до числа приєднаних електронів: Mn e Mn +2 S e S +4 або він може перейти в нейтральний атом: Н + + е Н 0 Cu e Cu 0

Відновлювачі - атоми, молекули або іони, що віддають електрони. Вони в процесі ОВР окислюються Типові відновники: атоми металів з великими атомними радіусами (I-А, II-А групи), а також Fe, Al, Zn прості речовини-неметали: водень, вуглець, бор; негативно заряджені іони: Cl, Br, I, S 2, N 3. Не є відновником фторид-іони F. іони металів у нижчій п.о.: Fe 2+,Cu +,Mn 2+,Cr 3+ ; складні іони та молекули, що містять атоми з проміжною з.о.: SO 3 2, NO 2 ; СО, MnO 2 та ін.

Окислювачі – атоми, молекули або іони, що приєднують електрони. Вони в процесі ОВР відновлюються Типові окислювачі: атоми неметалів VII-А, VI-А, V-A групи у складі простих речовин іони металів у вищій с.о. атоми з вищою та високою с.о.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 та ін.

Ступені окислення сірки: -2,0,+4,+6 Н 2 S -2 - відновник 2Н 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 S 0,S +4 O 2 – окислювач та відновник S+O 2 =SO 2 2SO 2 +O 2 =2SO 3 (відновник) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (окислювач) Н 2 S +6 O 4 - окислювач Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O

Визначення ступенів окиснення атомів хімічних елементів С.о. атомів х/е у складі простої ваги = 0 Алгебраїчна сума с.о. всіх елементів у складі іона дорівнює заряду іона Алгебраїчна сума с. всіх елементів у складі складної речовини дорівнює 0. K +1 Mn +7 O x +4 (-2) = 0

Класифікація окислювально-відновних реакцій Реакції міжмолекулярного окиснення 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Реакції внутрішньомолекулярного окиснення 2KCl +5 O KCl O 2 0 Реакції диспропорціонування, дисмутації (самоокислення-самосстанов 5 O 3 +5KCl -1 +3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Це корисно знати. Ступені окислення елементів у складі аніону солі такі ж, як і в кислоті, наприклад: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 і H 2 Cr 2 +6 O 7 Ступінь окислення кисню в пероксидах дорівнює -1 Ступінь окислення сірки в деяких сульфідах дорівнює -1, наприклад: FeS 2 Фтор- єдиний неметал, що не має в сполуках позитивного ступеня окиснення У сполуках NH 3, CH 4 та ін знак електропозитивного елемента водню на другому місці

Окисні властивості концентрованої сірчаної кислоти Продукти відновлення сірки: H 2 SO 4 + оч.акт. метал (Mg, Li, Na ...) H 2 S H 2 SO 4 + акт. метал (Mn, Fe, Zn…) S H 2 SO 4 + неакт. метал (Cu, Ag, Sb…) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + неметали (C, P, S…) SO 2 Примітка: часто можливе утворення суміші цих продуктів у різних пропорціях

Пероксид водню в окислювально-відновних реакціях Середовище розчину Окислення (Н 2 О 2 -відновник) Відновлення (Н 2 О 2 -окислювач) кисле Н 2 О 2 -2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 + 2Н + +2е2Н 2 О (О е2О - 2) лужна Н 2 О 2 +2ОН -О 2 +2Н 2 О (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2) нейтральна Н 2 О 2 - 2еО 2 + 2Н + (О – 2еО 2 0) Н 2 О 2 +2е2ОН - (О е2О - 2)

Азотна кислота в окисно-відновних реакціях Продукти відновлення азоту: Концентрована HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); пасивує Fe, Al, Cr Розведена HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Метали в ЕХРНМ Al … Cu; неметали S, P, As, Se) Розбавлена ​​HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Розведена HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Дуже розбавлена: N e N -3 (NH 4 NO 3) (активні метали в ЕХРНМ до Al)

Значення ОВР ОВР надзвичайно поширені. З ними пов'язані процеси обміну речовин у живих організмах, дихання, гниття, бродіння, фотосинтез. ОВР забезпечують кругообіг речовин у природі. Їх можна спостерігати при згорянні палива, корозії та виплавці металів. З їхньою допомогою отримують луги, кислоти та інші цінні хімічні речовини. ОВР лежать в основі перетворення енергії хімічних речовин, що взаємодіють, в еклектичну енергію в акумуляторах гальванічних елементах.

Щоб користуватися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com

Підписи до слайдів:

Відновлювальні реакції. Класифікація ОВР. Цілі уроку: 1. навчальні - систематизувати знання учнів про класифікацію хімічних реакцій у світлі електронної теорії; - Навчити пояснювати основні поняття ОВР; - дати класифікацію ОВР 2. розвиваючі - розвивати вміння спостерігати, робити висновки; - продовжити розвиток логічного мислення, умінь аналізувати та порівнювати; 3. виховні - формувати наукову думку учнів, удосконалювати трудові навички; -виховати вміння слухати один одного, аналізувати ситуацію, удосконалювати культуру міжособистісного спілкування

Основні поняття: окислювально-відновлювальні реакції окислювач відновник, процеси окислення відновлення реакції міжмолекулярні внутрішньомолекулярні диспропорціонування Устаткування: ПСХЕ Д. І. Менделєєва

При утворенні певних видів хімічного зв'язку відбувається процес приєднання електронів атомом або їх віддача, тому можливе утворення загальних електронних пар або заряджених частинок-катіонів та аніонів. при відновленні-с.о. знижується Наприклад +2 Завдання. Напишіть процес відновлення міді () Процес окислення - процес віддачі електронів атомом (часткою) n В результаті спостерігається підвищення ступеня окислення Т.о. при окисленні – с.о. підвищується Наприклад Завдання. Напишіть процес окислення алюмінію ()

Окислювач та відновник. Вміння визначати функції речовини/частки (окислювальні чи відновлювальні) за с.о. елемента Відновник - частка, атом, молекула, що віддають електрони (донор електронів). Відновник завжди підвищує в.о. Окислювач - частка, атом, молекула, що приймають електрони (одержувач електронів). Окисник завжди знижує в.о. 1. Так якщо в з'єднанні елемент знаходиться в мінімальній с.о., як сірка (-2 це мінімальна з.о. сірки /№групи -8/), то з'єднання висовується в ролі відновника. Наприклад: … 2. Якщо в з'єднанні елемент знаходиться у максимальній с. о., як сірка - з'єднання виступає в ролі окислювача Наприклад: H ...

Найважливіші Окислювачі та Відновники Окислювачі: K H А також деякі прості речовини Відновники H H А також деякі прості речовини Метали, CO, C Завдання: Знайдіть серед запропонованих сполук окислювачі та відновники HN S CuO

Усі хімічні реакції, що протікають із зміною с.о. елементів називаються окислювально-відновними.

Міжмолекулярні ОВР-обмін електронами відбувається між різними атомами (молекулами, іонами)- окисник і відновник перебувають у різних молекулах: + = Реакції внутрішньомолекулярного окиснення і відновлення – окисник і відновник перебувають у тому ж речовині (молекулі, частинці) = + 2 Реакції диспропорціонування (дисмутації) – реакції в яких один і той же елемент виступає і як окислювач і як відновник, причому в результаті реакції утворюються сполуки, які містять один і той же хімічний елемент у різних с.о. K _________________________________________________________________ Завдання До якого типу ОВР відноситься реакція: N + + HN

ЗАКРІПЛЕННЯ 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Чи є реакція ОВР? Визначити ступінь окислення елементів Знайти окислювач, відновник Визначити тип ОВР ДОМАШНЕ ЗАВДАННЯ 1. п.11, вчити 2. з тексту виписати ОВР усіх типів (по два приклади)

Окисно-відновні реакції найпоширеніші і грають велику роль у природі. Вони є основою життя на Землі, оскільки з ними пов'язані дихання та обмін речовин у живих організмах, гниття та бродіння, фотосинтез у зелених частинах рослин та нервова діяльність людини та тварин.

Дихання У процесі дихання вуглевод, жири та білки в реакціях біологічного окислення та поступової перебудови органічного скелета віддають спої атоми водню з утворенням відновлених форм. Останні при окисленні в дихальному ланцюзі звільняють енергію, що акумулюється в активній формі у поєднаних реакціях синтезу АТФ.

Хімічна корозія металів Після руйнування металевого зв'язку атоми металу і атоми, що входять до складу окислювачів, утворюють хімічний зв'язок. Такий тип корозії притаманний середовищам, які здатні проводити електричний струм – це гази, рідкі неелектроліти.

ГБОУ ВПО ТюмДМА МОЗ Росії
Кафедра аналітичної та органічної хімії
Хімія загальна та неорганічна
Окисно-відновні реакції
Лекція для студентів 1 курсу фармацевтичного факультету

Класифікація реакцій

2
Усі хімічні реакції можна
розділити на 2 групи, в одних
реакціях ступінь окиснення атомів
залишається незмінною (обмінні
реакції), а в інших реакціях вона
змінюється - це окислювально-відновні реакції.
Перебіг їх пов'язаний із переходом
електронів від одних атомів (іонів) до
іншим.
2

Процес віддачі електронів окислення, що супроводжується збільшенням

зменшенням негативної. Процес
прийняття електронів - відновлення,
супроводжується зменшенням
позитивного ступеня окиснення або
збільшенням негативної.
3
3

Атоми, молекули або іони,
електрони, що приєднують, називаються
окислювачами. Атоми, молекули або іони,
віддають електрони, називаються
відновлювачами.
Окислення завжди супроводжується
відновленням. Окисно-відновні реакції представляють
собою єдність двох протилежних
процесів – окислення та відновлення.
4

Окислювачі це:

прості речовини, атоми яких мають
великою величиною електронегативності. Це
елементи VII, VI, V груп головних підгруп, їх
найактивніші – фтор, кисень, хлор.
складні речовини, катіони яких знаходяться в
вищого ступеня окиснення.
Наприклад: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
складні речовини, в аніонах яких атом
металу або неметалу знаходяться у вищій
ступеня окиснення
Наприклад: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4.
5
5

Відновники-це:

Елементи I, II, III груп основних підгруп. Наприклад:
Na, Zn, H2, Al.
Складні речовини, катіони яких знаходяться в
нижчого ступеня окиснення. Наприклад: SnCl2, FeCl2.
Складні речовини, у яких аніони досягають
граничного негативного ступеня окиснення.
Наприклад:
KI, H2S, NH3.
Речовини, іони яких знаходяться у проміжних
ступенях окиснення можуть бути як окислювачем, так і
відновником Наприклад: Na2SO3.
Мірою відновлювальних властивостей служить величина
енергії іонізації (це енергія, необхідна для
6послідовного відділення електронів від атома.)6

Три типи окиснювально-відновних реакцій.

Три типи окислювально-відновних реакцій.
- міжмолекулярні,
- внутрішньомолекулярні,
- диспропорціонування
- У міжмолекулярних ОВР
елементи
окислювач і відновник знаходяться в
різних речовин. Наприклад:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- відновлення
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+
- окиснення
7

Внутрішньомолекулярні
реакції
відбуваються із зміною ступеня
окиснення різних атомів в одній і тій
ж молекулі. Наприклад:
2 КClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2О2- - 4е- = О2
8
- відновлення
- окиснення
8

Реакції диспропорціонування

протікають з одночасним
зменшенням та збільшенням
ступеня окислення атомів одного
і того елемента.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ – відновлення
1 N 3+ - 2е = N 5+ - окиснення
9

Вплив середовища на характер перебігу ОВР

- ОВР можуть протікати в різних
середовищах: у кислому (надлишок Н3О+ - іонів),
нейтральної (Н2О) та лужної (надлишок
ОН- - іонів).
Залежно від середовища може
змінюватися характер протікання реакції
між одними і тими самими речовинами.
Середовище впливає на зміну ступеня
окиснення атомів.
10

Розглянемо кілька прикладів.

KMnO4 (перманганат калію) є
сильним окислювачем, в сильнокислому
середовищі відновлюється до іонів Мn2+,
у нейтральному середовищі - до MnO2 (оксиду
марганцю IV) і в сильно лужному середовищі
- до МnО42-(манганат-іона).
1.
11

Схематично:
Окислена
форма
Відновлена
форма
Н3О+
KMnO4
Н2О
ВІН-
Мn 2+ (безбарвний розчин)
MnO2 (бурий осад)
МnО42- (зелений р-р)
12

Окисно-відновна двоїстість пероксиду водню

Окисно-відновна
двоїстість пероксиду водню
Пероксид водню як окисник.
Н-Про
Н-O
Н+
+
ВІН-
2Н2О
2ОН-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
Н2О2 + 2е = 2ОН-
Пероксид водню як відновник.
Н-Про
Н-O
13
Н+
O2 + 2Н3О+; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
ВІН-O2 + 2Н2О;
Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О
13

Окисні властивості К2СrО4 і К2Сr2О7

3. Хромат калію К2СrО4 та дихромат калію
К2Сr2О7 – сильні окислювачі. У кислих і
лужних розчинах сполуки Сr(III) та
Сr(VI) існують у різних формах.
Окислена
Відновлена
форма
форма
Cr2O72- + H3O+
2 Cr 3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

Метод електронно-іонного балансу (метод напівреакцій).

Метод електронно-іонного
балансу (метод напівреакцій).
Реакції, що протікають у кислому середовищі.
Правило: якщо реакція протікає у кислій
середовищі, то можна оперувати іонами Н3О+
(Н+) та молекулами води. Іони Н3О+ (Н+)
записують у тій частині рівняння
напівреакції, де є надлишок кисню,
молекули води записують
відповідно в тій частині, де кисню
ні чи є недолік його. Причому
кількість Н3О+ (Н+) береться вдвічі
більше, ніж кількість надлишкових атомів
16
кисню.

приклад 1.
КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
ок
вісь
середа
Рішення
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SО32- + Н2О - 2е = SО42- + 2Н +
2MnО4- +16H++5SО32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 = 2MnSO4 + К2SO4 +5Na2SO4
+ 3H2O
КMnО4 -окислювач, вос-ся; Nа2SО3 - відновник, окис-ся
17

приклад 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
бл.
вос.
середа
Рішення.
1| Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O
3| 2Br- - 2e = Br2
Cr2O72- + 14H+ + 6Br- = 2Cr3+ + 7H2O + 3Br2
Na2Cr2O7 + 6KBr + 7 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Br2 +
3 К2SO4 + Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 - окисник, що відновлюється;
18KBr – відновник, окислюється.
18

Реакції, що протікають у лужному середовищі.

Правило: якщо реакція протікає в
лужному середовищі, то можна оперувати
іонами ОН- та молекулами води. Іони ОНзаписуються в тій частині рівняння
напівреакції, де є недолік
кисню, молекули води записуються
відповідно в тій частині, де
кисню більше. Причому на кожен
недостатній атом кисню записують
два іони ВІН-.
19
19

приклад 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
вос.
бл.
середа
Рішення.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O
3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - відновник, що окислюється;
KNO3 – окислювач, відновлюється.
20

приклад 2.

КMnО4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
бл.
вос.
середа
Рішення.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KМnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2О
21

Реакції, що протікають у нейтральному середовищі.

22
Правило: якщо реакція протікає у нейтральному середовищі,
слід оперувати лише молекулами води. Причому
надлишок кисню в окислювачі зв'язується молекулами
води, рахунок іонів Н3О+ (Н+), за кожен надлишковий атом
кисню витрачається одна молекула води, яка
ставиться в ліву частину рівняння напівреакції, у розчині
накопичуються ВІН - - іони і ставляться вони в праву частину
рівняння напівреакції. Нестача кисню
відновник заповнює з молекул води за рахунок ОН-іонів, на кожний відсутній атом кисню витрачається
одна молекула води, яка ставиться у ліву частину
рівняння напівреакції, в розчині накопичуються іони
Н3О+ (Н+) і ставляться вони у праву частину рівняння
напівреакції.
22

приклад 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
бл.
вос.
Рішення.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 +3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
КMnО4-окислювач, вос-ся;
23
Nа2SО3-відновник, окис-ся
23

приклад 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
вос.
бл.
середа
Рішення.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 - відновник, що окислюється;
KMnO4 – окисник, що відновлюється.
24

Теорія виникнення
рівноважних електродних та
окиснювально-відновлювальних
потенціалів
Визначення напряму
окисно-відновного
процесу

Механізм виникнення електродного потенціалу

Ме Меn+ + n e

При зануренні металу у воду.

Ме + m Н2О Меn + (Н2О) m + n e
Меn+(Н2О)m+ne Ме+m Н2О
Ме +m Н2О Меn+ (Н2О)m+
ne

Потенціал, що встановлюється за умов рівноваги електродної реакції, називається рівноважним електродним потенціалом.

Якщо метал занурити в розчин його солі, то процеси, що протікають на межі «метал – розчин», будуть аналогічними.

Zn
Cu
Для порівняння електродних
потенціалів різних
металів вибирають
стандартні умови:
температура – ​​250 С, тиск
- 101,3 кПа, активність
однойменного іона – 1 моль/л.
Різниця потенціалів,
що виникає між
металом і розчином в
таких умовах називається
стандартним електродним
потенціалом.

Стандартний електродний потенціал

Стандартний електродний потенціал (Е0) - це ЕРС гальванічного елемента, що складається з даного електрода та електрода порівняння. У якості

Стандартний електродний потенціал (Е0) - це ЕРС
гальванічного елемента, складеного з даного електрода та
електрода порівняння. Як електрод порівняння
використовують нормальний водневий електрод (НВЕ):
H2 2H+ + 2e
Pt(H2) | 2H+
Н2
Платиновий електрод,
покритий платиновим
порошком, у водному
розчині кислоти з
с(Н+) = 1 моль/л
омивається
газоподібним воднем
(Р = 1 атм)
при 298 К

Ряд стандартних електродних потенціалів металів

Li
Ba
Na
Zn
Fe
Pb
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
-0,13
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
Au
+0,34
+0,80
+1,5
Cu2+
Ag+
Au3+

Величина потенціалу у реальних умовах
розраховується за рівнянням Нернста:
E Me n / Me E
0
Me n/Me
RT
ln a me n
nF
Перехідний множник від ln до lg
RT
при 20 С:
2,303 0,058
F
RT
0
при 25 С:
2,303 0,059
F
0
E Me n / Me E
0
Me n/Me
0,059
lg a Me n
n

E
0
Men / Me
- стандартний електродний потенціал;
виміряний за стандартних умов:
Т 298 К
aMen 1 моль/л
F 96500 Кл/моль
Дж
R 8,314
моль К

Якщо відомий потенціал водневого електрода, можна розрахувати рН розчину:

E2 H/H E
2
0
2H/H2
0,059 lg a H
=0
lg a H pH
pH
E2 H/H 0
2
0,059

Хлорсрібний електрод (ХСЕ)

Ag, AgCl | KCl
Електрод другого роду
AgCl
KCl
Ag
При зануренні у розчин
солі однойменного
аніону його потенціал
визначатиметься
активністю аніону в
розчині.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Чим більша концентрація KCl, тим більша концентрація Cl- , тим більше
менша розчинність AgCl і менша концентрація Ag+. в цих
умовах дуже мала і практично невизначена. Потенціал,
виникає на межі Ag|Ag+ визначається рівнянням Нернста:
E х.с. Е
0
Ag
Ag
RT
ln a Ag
nF

K s a Ag aCl; a Ag
Ех.с. Е
Ех.с. Е
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Ks
aCl
RT K s
ln
nF aCl
RT
RT
ln K s
ln aCl
nF
F
0,222
E х.с. 0,222 0,059 lg a Cl

    E х.с.

E х.с.
Значення потенціалу хлорсрібного
електрода при різних концентраціях водного
розчину KCl при Т= 298 К

Гальванічні елементи

Ізометалічні
Біметалеві

Гальванічний елемент (біметалічний)

Анод: Zn – 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn+Cu2+ = Zn2++Cu
Кордон розділу фаз
-Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu +
Усунений дифузійний
потенціал
р-р ZnSO4
р-р CuSO4

Мірою працездатності ГЕ елемента є ЕРС або різниця потенціалів електродів:

ЄДІ Екатода Еанода;
ЄДІ Е
0
0
кат.
Е
0
якщо Е0Zn 2/Zn 0,76 B; ECu
0,34,
2
/ Cu
те, Е
0
ГЕ
0,34 (0,76) 1,1 B
0,059
E Zn 2 / Zn Е
lg a Zn 2
n
0,059
0
ECu2 / Cu ЕCu2 / Cu
lg a Cu2
n
0
Zn 2/Zn
E ГЕ
0,059 a Cu2
1,1
lg
n
a Zn 2
0
ан.

Концентраційний гальванічний елемент (ізометалевий)

Анод: Zn Zn2+(0,1н) +2e
Катод: Zn2+(1н) +2e Zn
Zn2+(1н) Zn2+(0,1н)
- Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 н (a1)
p-p ZnSO4 1 н (a2)
a1< a 2

E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2/Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2/Zn
E ГЕ
0,059
lg a Zn 2 (a 2)
n
0,059
lg a Zn 2 (a1)
n
0,059 a 2
lg
n
a1

Окисно-відновлювальні потенціали

Pt
Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е (Pt пл-ка)
Red Ox + ne
Red - відновлена ​​форма
Ox – окислена форма
Рівняння Нернсту:
FeCl2, FeCl3
Е бл. ф./в.ф. Е
0
бл. ф./в.ф.
RT Сокіс. ф-ма
ln
nF
Свост. ф-ма
Стандартний ОВ потенціал

Вальтер Фрідріх Герман Нернст (1864-1941)

ОВ потенціал залежить від:

температури
природи окислювача та відновника
концентрації окисленої та
відновленої форм
рН середовища

Стандартний ОВ потенціал

ЕРС ГЕ, складеного з окислювально-відновної
системи,
містить
окислену та відновлену форми в
концентраціях 1 моль/л та НВЕ – є
стандартний ОВ потенціал цієї ОВ
системи

Якщо скласти ГЕ з MnO4-/Mn2+ та (Pt),H2|2H+,
то стандартний ОВ потенціал = 1,51 В.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л
а(H+)= 1 моль/л

У реальних умовах розрахунок ОР потенціалу системи MnO4-/Mn2+ проводиться за рівнянням Нернста:

Е MnO / Mn 2
4
4
8
RT [MnO][H]
1,51
ln
2
5F
[Mn]

Чим більший стандартний ОВ
потенціал системи, тим більшою
ступеня виражені її окисні
властивості у стандартних умовах.
Наприклад,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0 = 1,51 B
E0 = 0,77 B
E0 = 0,15 B

Критерії мимовільного перебігу ОВ реакцій

G 0
G реакції Gпрод. Gісх. в.
G Алезна Аел.
Аел. q E
q nF
Перенесений ел.
заряд
Ел. робота з
перенесення електронів
Різниця потенціалів
між електродами
Число електронів, що переходять у
елементарному акті ОВР
E Eок ля Єв ля
G nF E
якщо G 0 то E 0

Приклад:

3
З / Co
2
E
0
(бл., ст.)
1,84 В
Fe 3 / Fe 2 E (0ок., В.) 0,77 В
З
3
окислювач
Fe
2
2
відновник
Е Е
Е 0, отже, реакція протікає
0
бл.
Е
Co Fe
3
0
восн.
1,84 0,77 1,07
мимоволі зліва направо

Глибина перебігу ОВ реакцій

А В З D
До х. нар.
[D]
; G 0 RT ln K х. нар.
[A][B]
0
G
nF E
RT ln K х. нар. nF E nF (Eок0 л я Eв0 л я)
nF (Eок0 л я Eв0 л я)
ln K х. нар.
RT
ln K х. нар. тим більше, чим більше різниця Eок0 л я Eв0 л я,
а K х. нар. оцінює глибину протікання хім. реакції

Окисно-відновлювальні ГЕ

Окисно-відновлювальні ГЕ

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
При замиканні ланцюга в
лівому напівелементі йде
процес окислення - I віддаючи електрони
платині, перетворюються на
I2, в результаті платівка
заряджається умовно
негативно.
У правому напівелементі
Fe3+ забирає електрони з
платівки перетворюючись на
Fe3+ , платівка заряджається
умовно позитивно.
Система прагне
вирівняти заряди на
платівках за рахунок
переміщення електронів
із зовнішнього ланцюга.

Іоноселективні електроди

Скляний електрод

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Скляний
корпус електрода
мембрана
розчин
мембрана
розчин
Ag AgCl, 0,1 M HCl скло H+, розчин
1
2
3
скло.= 1+ 2+ 3
Внутрішній р-р
0,1 М НCl
1- потенціал внутрішнього хлорсрібного
електрода (const)
2- потенціал внутрішньої поверхні
скляної мембрани (const)
ХСЕ
3 - потенціал зовнішньої поверхні
скляної мембрани (змінна)
1+ 2 = К
ск. = К + 0,059 lg a (H +) або
Електродне скло
(мембрана)
скло = К - 0,059 рН

Визначення рН у лабораторному практикумі

До вимірювального
приладу
ЕРС представленого ланцюга
Е ланцюга = Е х.с. - Є ст.
Ецепі = Е х.с. - К + 0,059 рН
рН
Е ланцюга Е х.с. До
0,059
Е ланцюги const