Содержание
- 2. План лекции: Использование ОВР в аналитической химии. Типы ОВР. Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость
- 3. Использование ОВР в аналитической химии При пробоподготовке для переведения в раствор пробы. Для разделения смеси ионов.
- 4. Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи
- 5. Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:
- 6. 2. Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:
- 7. 3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О. Cl2
- 8. Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в протону. Также и сильный
- 9. Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции: Ox + nē = Red Равновесие
- 10. При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:
- 11. Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают с каким-либо одним («электродом сравнения»). В
- 12. В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей
- 13. На силу окислителя и восстановителя могут влиять: значение рН, реакции осаждения реакции комплексообразования. Тогда свойства редокс-пары
- 14. Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием ОВР и реакций осаждения, используются формулы: ∙ если окисленная
- 15. ∙ если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:
- 16. Сочетание ОВР и реакций комплексообразования ∙ если окисленная форма связана в комплекс:
- 17. ∙ если восстановленная форма связана в комплекс:
- 18. ∙ если обе формы связаны в комплекс:
- 19. Сочетание ОВР и реакций протонирования если протонируется окисленная форма:
- 20. если протонируется восстановленная форма:
- 21. если протонируются обе формы:
- 22. если реакция протекает по следующему уравнению: Ox + mH+ + nē = Red + H2O тогда
- 23. Константа равновесия ОВР Расчет константы равновесия для реакции: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ Константа
- 24. Выражения для реальных ОВ потенциалов каждой редокс-пары будут выглядеть следующим образом:
- 25. В условиях равновесия:
- 26. Проведя математические операции, получим: К = 1021
- 27. Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:
- 28. Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+ К = 1011,4 =
- 30. Скачать презентацию