Содержание
- 2. Что читать? А.П. Чупахин «ИОННЫЕ ПРОЦЕССЫ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ЧАСТЬ 2» НГУ, 2015 И.В. Морозов, А.И.
- 3. ОВР = окислительно- восстановительные реакции Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит
- 4. Важные понятия! Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо
- 5. Важные понятия! Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны. Восстановитель (Red) – частица,
- 6. Важные понятия! Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную
- 7. Важные понятия! В любой ОВР всегда принимают участие две пары конкурирующих за электроны сопряженных окислителей и
- 8. Правила расчета степени окисления Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых
- 9. Уравнивание ОВР Электронный баланс. Метод полуреакций. Разберем на примерах.
- 10. Алгоритм метода электронного баланса Найти атомы у которых меняются степени окисления. Уровнять электронный баланс. (умножить на
- 11. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + KHSO4 Fe2+ - e → Fe3+
- 12. CoS + O2 → Co3O4 + SO2 Co2+ - 2/3e → Co8/3+ S2- - 6e →
- 13. Co2+ - e → Co3+ S2- - 6e → S4+ O0 + 2e → O2- CoS
- 14. Метод полуреакций Найти атомы у которых меняются степени окисления. Составить (а лучше выписать из справочника) полуреакции.
- 15. Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O Для составления полуреакций в водной
- 16. Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O SO32- → SO42- Na2SO3 + Na2Cr2O7 +
- 17. Диспропорционирование Копропорционирование Cl2 Cl+ Cl- Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O KClO +
- 18. Электрохимия Характерная особенность ОВР, отличающая этот вид химических реакций от других, состоит в том, что процессы
- 19. Вперед – гальванический, Назад - электролитический Если ОВР в электрохимической цепи протекает самопроизвольно, то такая цепь
- 20. Классификация ХИТов гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости протекающих в них реакций, невозможно перезарядить; электрические
- 21. Измерение ЭДС Электрический потенциал – работа внешних электростатических сил по перемещению единичного заряда из точки с
- 22. ЭДС и работа(энергия) При взаимодействии 1 моль Zn и 1 моль CuSO4 переносится n = 2
- 23. ЭДС и энергия Гиббса ΔG = -Аэ/х ΔG = -n·F·ΔE Определение направления процесса ΔG ΔE >
- 24. Установление «нуля» «Дайте мне точку опоры и я переверну Землю» АРХИМЕД Archimedes ок. 287 - 212
- 25. Пример определения направления процесса 2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 2Fe3+ + Cuo → Cu2+
- 26. Энергия Гиббса и К 2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 Е0 = 0,77 - 0,34
- 27. Расчет неизвестного E0, исходя из известных E0 A + n1 e = B B + n2
- 28. Пример расчета Е0 3IO- + 3H2O + 4e → I3- + 6OH- 3I- - 2e →
- 29. Диаграмма Латимера
- 30. Диаграмма Латимера 2+ 4+ 6+ 6+ 7+ 7+ 7+ 7+ MnO4- → MnO42- → MnO2 →
- 31. 2+ 4+ 6+ 6+ 7+ 7+ 7+ 7+ Диаграмма Латимера В щелочной (ОН-) MnO4- → MnO42-
- 32. Диспропорционирование Копропорционирование по диаграмме Латимера E = 2.26 – 0.59 = 1.6 > 0 E =
- 33. Как при помощи Е рассчитывают ПР (KL) ? ПР(HgS) = 4*10-53 C(Hg2+)=C(S2-)= 6.3*10-27 М В одном
- 34. Как при помощи Е рассчитывают ПР (KL) ? Хлорсере́бряный электро́д (ХСЭ) благодаря стабильности потенциала (ХСЭ) благодаря
- 35. Как при помощи Е рассчитывают ПР (KL) ? Hg2+ + 2e = Hg E0 = 0.85
- 36. Уравнение Нернста Вальтер Герман Нернст Walther Hermann Nernst, 18641864, — 1941 Лауреат Нобелевской премии
- 37. Электрохимический вариант уравнения изотермы химической реакции. ΔG = ΔG0 + RTlnП E = E0 – lnП
- 38. Зависимость Е от рН. Одним из наиболее важных факторов, влияющих на величину электродного потенциала, является кислотность
- 39. Определение диапазона рН, в котором будет копропорционировать бром: Копропорционировать это … Диспропорционировать это … BrO3- +
- 41. Скачать презентацию