Лекция №6. Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям

Август 24, 2022

Главная
Химия
Лекция №6. Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям

Содержание

2. Окислительно-восстановительные реакции Окисление – это процесс, при котором происходит отдача электронов атомом, молекулой или ионом: Na°
5. Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи
6. В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом с образованием нового окислителя и
8. Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в протону. Также и сильный
9. ОВ потенциал. Уравнение Нернста аОх1 + nē → аRed1 bRed2 – nē → bOx2 aOx1 +
10. Стандартный водородный электрод Потенциал отдельной редокс-пары измерить невозможно Потенциал стандартного водородного электрода принимают равным нулю ЭДС
11. Направление протекания ОВ реакции Учет знака потенциала ОВ реакции (Е = Е1 – Е2) позволяет определить
12. ΔG = -nFE ΔG 0 ΔG > 0, Е ΔG = 0, Е = 0 При
13. Константа равновесия ОВ реакции aOx2+ bRed1 → cRed2+ dOx1 Уранения Нернста для ОВ пар n –
14. После несложного преобразования получаем Под знаком логарифма находится выражение константы равновесия, поэтому можно записать Приведенные уравнения
15. Проведя математические операции, получим: К = 1021
16. Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:
17. Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+ К = 1011,4 =
18. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей Наибольшее практическое значение имеет полуреакция: О2 + 4Н+ + 4ē
20. Скачать презентацию

Слайд 2

Окислительно-восстановительные реакции
Окисление – это процесс, при котором происходит отдача электронов атомом, молекулой

или ионом:
Na° – ē → Na+
Н2О2 – 2ē → 2Н+ + О2
SО32- + 2ОН‾ – 2ē → SO42- + Н2О
Восстановление – это процесс, при котором происходит присоединение электронов атомом, молекулой или ионом:
S° + 2ē → S2-
Н2О2 + 2Н+ + 2ē → 2Н2О
Сr2О72- + 14Н+ + 6ē → 2Сг3+ + 7Н2О
МnО4‾ + 8Н+ + 5ē → Мn2+ + 4Н2О

Слайд 3

Слайд 4

Слайд 5

Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и

е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза.

Слайд 6

В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом

с образованием нового окислителя и нового восстановителя

Слайд 7

Слайд 8

Количественное описание ОВР
Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в

протону. Также и сильный окислитель обладает большим сродством к электрону.
Например, в кислотно-основных реакциях участвует растворитель (вода), отдавая и принимая протон, а в ОВР вода тоже может терять или присоединять электрон.
Например, для проведения кислотно-основных реакций необходимы как кислота, так и основание, а в ОВР – и окислитель и восстановитель.

Слайд 9

ОВ потенциал. Уравнение Нернста
аОх1 + nē → аRed1
bRed2 – nē

→ bOx2
aOx1 + bRed2 → аRed1 + bOx2
Устройство, в котором энергия
химической реакции преобразуется
в электрическую энергию, называют
гальваническим элементом
Fe2+ + Ce4+ → Fe3+ + Ce3+

Слайд 10

Стандартный водородный электрод
Потенциал отдельной редокс-пары измерить невозможно
Потенциал стандартного водородного электрода

принимают равным нулю
ЭДС = Е1 – Е2; Е2 = 0
ЭДС = Е1
На практике для определения окислительно-восстановительного потенциала строят электрохимические цепи из некоторого стандартного электрода и электрода, на котором протекает соответствующий редокс-процесс. В водных растворах в качестве стандартного используют водородный электрод.
В такой цепи ЭДС приравнивается к значению
окислительно-восстановительного потенциала и выражается уравнением Нернста:

Немецкий физикохимик
Вальтер Нернст
(1864-1941).

Е° - стандартный электродный потенциал

Слайд 11

Направление протекания ОВ реакции
Учет знака потенциала ОВ реакции (Е =

Е1 – Е2) позволяет определить направление протекания в заданных условиях.
Если потенциал Е окислительно-восстановительной реакции больше нуля (Е = Е1 – Е2 > 0), то реакция протекает в прямом направлении. Если, наоборот, потенциал реакции меньше нуля (Е = Е1 – Е2 < 0), реакция протекает в обратном направлении. Если же потенциал реакции равен нулю (Е = Е1 – Е2 = 0), т.е. Е1 = Е2 (имеется равенство окислительно-восстановительных потенциалов обеих редокс-пар, участвующих в реакции), то система находится в состоянии химического равновесия.

Слайд 12

ΔG = -nFE
ΔG < 0, Е > 0
ΔG > 0, Е

< 0
ΔG = 0, Е = 0
При стандартных условиях
ΔG° < 0, Е° > 0 ΔG° > 0, Е° < 0 ΔG° = 0, Е° = 0
Определим, в каком направлении протекает в растворе реакция
Sn4+ + 2Fe2+ = Sn2+ + 2Fe3+ (n = 2)
Cтандартные окислительно-восстановительные потенциалы редокс-пар при комнатной температура равны: Sn4+ / Sn2+
Е1 = 0,15 В, Fe2+ / Fe3+ = 0,77 В.
Направления протекания реакции поступаем согласно изложенному выше:
Е° = Е°1 – Е°2 = 0,15 – 0,77 = -0,62 В < 0.
поскольку стандартный потенциал реакции оказался отрицательным, то реакция в заданных условиях протекает в обратном направлении, т.е. ионы железа(ІІІ) окисляют олово(ІІ), а не наоборот.

Слайд 13

Константа равновесия ОВ реакции
aOx2+ bRed1 → cRed2+ dOx1
Уранения Нернста для

ОВ пар
n – общее число электронов, участвующих в реакции ОВ
a, b, c и d – стехиометрические коэффициенты в уравнении этой реакции, учитывающие электронейтральность раствора.
В состоянии равновесия потенциалы обеих пар равны
ЕОх2/Red2 = ЕОх1/Red1

Слайд 14

После несложного преобразования получаем
Под знаком логарифма находится выражение константы равновесия, поэтому

можно записать
Приведенные уравнения можно записать в виде:
n – наименьшее общее кратное из числа
отданных и принятых электронов.
Чем больше (EOx – ERed), тем больше
константа равновесия и тем полнее будет
протекать реакция слева направо.

Слайд 15

Проведя математические операции, получим:

К = 1021

Слайд 16

Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса

при 20 0С следующее уравнение:

Слайд 17

Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+

К = 1011,4 = 2,3 · 1011

Слайд 18

Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей
Наибольшее практическое значение имеет полуреакция:
О2

+ 4Н+ + 4ē = 2Н2О Е = 1,23 В
Термодинамические неустойчивыми являются водные растворы восстановителей с потенциалом < 1,23 В и окислителей с Е > 1,23 В.

Лекция №6. Применение закона действующих масс к окислительно-восстановительным равновесиям

Содержание

Окислительно-восстановительные реакции Окисление – это процесс, при котором происходит отдача электронов атомом, молекулой

Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и

В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом

Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в

ОВ потенциал. Уравнение Нернста аОх1 + nē → аRed1bRed2 – nē

Стандартный водородный электродПотенциал отдельной редокс-пары измерить невозможно Потенциал стандартного водородного электрода

Направление протекания ОВ реакции Учет знака потенциала ОВ реакции (Е =

ΔG = -nFEΔG < 0, Е > 0ΔG > 0, Е

Константа равновесия ОВ реакции aOx2+ bRed1 → cRed2+ dOx1Уранения Нернста для

После несложного преобразования получаемПод знаком логарифма находится выражение константы равновесия, поэтому

Проведя математические операции, получим: К = 1021