Окислительно-восстановительные процессы

Содержание

Слайд 2

Вопросы для рассмотрения 1. Окислительно-восстановительные реакции. 2. Расчет молярных масс эквивалента

Вопросы для рассмотрения

1. Окислительно-восстановительные реакции.
2. Расчет молярных масс эквивалента окислителя

и восстановителя.
3. Метод ионно-электронного баланса.
4. Окислительно-восстановительный (Red-Ox) потенциал. Механизм возникновения. Направление протекания ОВР.
5. Химические свойства металлов, ряд электродных потенциалов.
Слайд 3

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — - химические реакции, протекающие с изменением степеней

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР)  —

-  химические реакции, протекающие с изменением степеней

окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .
Слайд 4

Значение окислительно-восстановительных процессов Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических

Значение окислительно-восстановительных процессов

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических

реакций. На их долю приходится около 80% всех химических превращений, происходящих как в живой ,так и в не живой природе. Эти реакции имеют исключительно большое значение в теории и практике.

Окислительно - восстановительные процессы в живом организме играют важную роль. С ним связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они основа жизни на земле.

На процессах ОВ в аналитической химии основаны методы объемного анализа, перманганатометрия, иодометрия, броматометрия, и другие, играющие важную роль при контролировании производственных процессов и выполнении исследований.

Слайд 5

Окисление веществ, поступающих в организм Стадии превращения: - постепенное удаление атомов

Окисление веществ, поступающих в организм

Стадии превращения:
- постепенное удаление атомов

водорода
( - 2Н+ - 2е);
- введение атомов кислорода (+ О – 2е);
- деградация углеродного скелета.
Слайд 6

Окисление Fe2+ в Fe3+ Гемоглобин ↔ Метгемоглобин

Окисление Fe2+ в Fe3+

Гемоглобин ↔ Метгемоглобин

Слайд 7

Образование свободных радикалов Fe2+ + →•O-O• + H+ → Fe3+ +

Образование свободных радикалов
Fe2+ + →•O-O• + H+ → Fe3+

+ HO-O•

e

Red1 + молекула кислорода Ox2 → Ox1 + Red2
как бирадикал

Перекисное окисление - это свободно-радикальный цепной
процесс. В организме индуцируется радикалами НО• или НО•2,
которые образуются при окислении ионов Fe2+ в водной среде
кислородом:

Слайд 8

Антиоксиданты Витамины группы Е – токоферолы Аскорбиновая кислота Антиоксиданты – вещества,

Антиоксиданты

Витамины группы Е – токоферолы

Аскорбиновая кислота

Антиоксиданты – вещества, обратимо

реагирующие со
свободными радикалами и окислителями и предохраняющие
от их воздействия жизненно важные метаболиты.
Слайд 9

Окислительно-восстановительная реакция Окислитель + Восстановитель ↔ Восстановленная + Окисленная форма ок-ля форма восс-ля ↔

Окислительно-восстановительная реакция

Окислитель + Восстановитель ↔
Восстановленная + Окисленная
форма ок-ля

форма восс-ля

↔

Слайд 10

Примеры окислителей Атомы или молекулы сильно электроотрицательных элементов : F2 O2

Примеры окислителей

Атомы или молекулы сильно электроотрицательных элементов : F2 O2

Cl2 N2 S
Сложные анионы, содержащие элемент в высшей положительной степени окисления:
MnO4- NO3- SO42- ClO4- CrO42- Cr2O72-
• Простые катионы с высокими зарядами:
Fe3+ Cu2+ Sn4+ Pb4+ Hg2+
Слайд 11

Примеры восстановителей Атомы электроположительных элементов (атомы щелочных и щелочно-земельных металлов) Na

Примеры восстановителей

Атомы электроположительных элементов (атомы щелочных и щелочно-земельных металлов)
Na

Li K Ba Ca Sr
Простые отрицательно заряженные ионы:
Cl- S2- Br- J-
Простые катионы с низкими зарядами:
Fe2+ Cu+ Sn2+ Pb2+ Hg+
Водород, гидриды ( Н-),углерод, оксид углерода (+2)
Слайд 12

Примеры веществ с двойственными свойствами S2- SO32- SO42- -2 +4 +6

Примеры веществ с двойственными свойствами

S2- SO32- SO42-
-2 +4

+6
NH4 NO2- NO3-
-3 +3 +5

+6е - 2е

+6 e

- 2 e

Н2О Н2О2 О2
- 2 -1 0

+1 е - 1 е

Слайд 13

Окислительно-восстановительная активность перманганат-иона в различных средах

Окислительно-восстановительная активность перманганат-иона в различных средах

Слайд 14

Сопряженные редокс-системы Ох1 + Red2 ↔ Red1 + Ox2 e 2

Сопряженные редокс-системы
Ох1 + Red2 ↔ Red1 + Ox2

e

2 MnO4-

+ 5 CH3-CH-COOH + 6 H+ ↔ 2 Mn2+ + 5 CH3-C- COOH + 8H2O
OH O

=

_

Молочная кислота Пировиноградная кислота

Слайд 15

Расчет молекулярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя Расчет проводится по формуле:

Расчет молекулярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя

Расчет проводится по формуле:
Mэ

= 1/z × M,
где: М - молярная масса вещества, г/моль
1/z - фактор эквивалентности, показывающий, какая часть
молекулы вещества приходится на 1 электрон.
Пример: Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакции: 0 +5 +6 +4
Mэок-ля = 1/1× МHNO3 = 1/1× 63 г/моль = 63 г/моль
Mэвос-ля = 1/6× МS = 1/6× 32 г/моль =5,33 г/моль
Слайд 16

Слайд 17

Ионно-электронный баланс (метод полуреакций) Ионная схема реакции с указанием характера среды

Ионно-электронный баланс (метод полуреакций)

Ионная схема реакции с указанием характера среды
Ионно-электронные

уравнения процессов восстановления окислителя и окисления восстановителя (полуреакции)
Балансирование (уравнивание) числа атомов кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения с учетом характера среды
Уравнивание суммарного заряда всех частиц в левой и правой частях уравнения с помощью электронов
Суммирование полуреакции с составлением ионного уравнения процесса
Написание молекулярного уравнения
Слайд 18

Баланс атомов кислорода и водорода

Баланс атомов кислорода и водорода

Слайд 19

Уравнивание числа атомов кислорода и водорода Возможные варианты: а) избыточный кислород

Уравнивание числа атомов кислорода и водорода

Возможные варианты:
а) избыточный кислород

в левой части уравнения:
в кислой среде связывается удвоенным числом ионов водорода с получением молекул воды в правой части уравнения
• в нейтральной и щелочной средах связывается молекулами воды с получение в правой части удвоенного числа гидроксильных групп
в) недостающий кислород в левой части:
в кислой и нейтральной среде берется из молекул воды с получением удвоенного числа ионов водорода в правой части
в щелочной среде берется из удвоенного числа гидроксильных ионов с получением молекул воды в правой части.
Слайд 20

Кислая среда

Кислая среда

Слайд 21

Щелочная среда

Щелочная среда

Слайд 22

Нейтральная среда

Нейтральная среда

Слайд 23

Механизм возникновения редокс-потенциала Red Ox e Pt Pt Red Ox Донор Акцептор е е

Механизм возникновения редокс-потенциала

Red Ox

e

Pt

Pt

Red

Ox

Донор Акцептор

е

е

Слайд 24

Редокс - потенциал ВОЗНИКНОВЕНИЕ О-В ПОТЕНЦИАЛА Fe2+ - 1 e = Fe3+ восст-ль ок-ль

Редокс - потенциал

ВОЗНИКНОВЕНИЕ О-В ПОТЕНЦИАЛА

Fe2+ - 1 e

= Fe3+
восст-ль ок-ль
Слайд 25

Водородный электрод (Pt) H2 l 2H+ Е02Н+/ Н2 = 0 В

Водородный электрод

(Pt) H2 l 2H+

Е02Н+/ Н2 = 0 В

Слайд 26

Редокс-потенциал Величина потенциала зависит от: природы окисленной и восстановленной форм вещества;

Редокс-потенциал

Величина потенциала зависит от:
природы окисленной и восстановленной форм вещества;
концентрации

окисленной и восстановленной форм;
температуры

и рассчитывается по уравнению Нернста:

Слайд 27

Герман Вальтер Нернст 1864 – 1941 Немецкий химик Лауреат Нобелевской Премии

Герман Вальтер Нернст

1864 – 1941
Немецкий химик
Лауреат Нобелевской
Премии 1920

года
за признание работ
в области
термодинамики
Слайд 28

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Слайд 29

Выводы, которые можно сделать из сопоставления окислительно-восстановительных потенциалов Чем выше окислительно-восстановительный

Выводы, которые можно сделать из сопоставления окислительно-восстановительных потенциалов

Чем выше окислительно-восстановительный потенциал

системы, тем более сильные окислительные свойства она проявляет.
Низкие и даже отрицательные значения потенциала свидетельствуют о высокой восстановительной активности системы.
Окислительно-восстановительная реакция возможна, если потенциал окислителя при переходе его в восстановленную форму выше, чем потенциал восстановителя при переходе его в окисленную форму.
Слайд 30

Мидпойнт – потенциалы

Мидпойнт – потенциалы

Слайд 31

Аскорбиновая кислота (витамин С) С6Н8О6 - 2 е ↔ С6Н6О6 +

Аскорбиновая кислота (витамин С)

С6Н8О6 - 2 е ↔ С6Н6О6 +

2 Н+ ; Е0 = +0,08 В
Слайд 32

Задание 1. Какая реакция произойдет, если привести в контакт следующие две

Задание 1.

Какая реакция произойдет, если привести в контакт следующие две равновесные

окислительно-восстановительные системы. Напишите уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель.
1. Cr2O72- + 14H+ + 6e ↔ 2Cr3+ + 7H2O Ео = 1,33 В
2. 2СO2 + 2H+ + 2e ↔ H2C2O4 Ео =-0,49 В
Решение: Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
H2C2O4 - 2e → 2СO2 + 2H+
Cr2O72- - окислитель H2C2O4 - восстановитель
Слайд 33

Задание 2. Какой из приведенных окислителей следует взять для перевода Mn2+

Задание 2.

Какой из приведенных окислителей следует взять для перевода Mn2+

→ MnO4- Eo = 1,51 В. Окислители: K2Cr2O7, KNO3, K2S2O8. Ответ мотивируйте. Составьте уравнение реакции.
Решение: Для того, чтобы окислить ион Mn2+ до MnO4- необходимо подобрать окислитель с потенциалом > 1,51 B. (см. справочные таблицы). Таким окислителем может быть K2S2O8 за счет иона S2O82- т.к. его потенциал при переходе в восстановленную форму SO2-4 составляет +2,02 В. Уравнение реакции имеет вид:
2MnSO4 + 5 K2S2O8 + 8 H2O → 2KMnO4 + 8 H2SO4 + 4 K2SO4
Слайд 34

Глутатион (трипептид) Е0 = -0,23 В

Глутатион (трипептид)


Е0 = -0,23 В

Слайд 35

Металлы взаимодействуют со сложными веществами-окислителями С водой С водными растворами солей

Металлы взаимодействуют со сложными веществами-окислителями

С водой
С водными растворами солей
С кислотами
Со щелочами
С

оксидами
Слайд 36

Взаимодействие металлов с водой 2 Cs + 2H2O = 2 CsOH + H2

Взаимодействие металлов с водой

2 Cs + 2H2O = 2 CsOH

+ H2
Слайд 37

Электродный потенциал Ме0 – n e Men+ Mnn+ + n e Mn0

Электродный потенциал

Ме0 – n e

Men+ Mnn+ + n

e

Mn0

Слайд 38

Механизм возникновения электродного потенциала Zn0 - 2 e ↔ Zn2+ Cu2+ + 2e ↔ Cu0

Механизм возникновения электродного потенциала

Zn0 - 2 e ↔ Zn2+ Cu2+

+ 2e ↔ Cu0
Слайд 39

Стандартные электродные потенциалы, В φ0 Men+ Me0,В Ме0 - n e ↔ Men+

Стандартные электродные потенциалы, В

φ0 Men+ Me0,В

Ме0 - n e ↔

Men+
Слайд 40

Окислительные свойства серной кислоты Разбавленная серная кислота – окислитель за счет

Окислительные свойства серной кислоты

Разбавленная серная кислота – окислитель за счет

ионов Н+:

2 Н+ + 2е Н2
Mg - 2е Mg2+

Концентрированная серная кислота - окислитель за счет S+6

SO42-

H2S или S

SO2

При взаимодействии с активными металлами

При взаимодействии с неактивными металлами

Серная кислота не взаимодействует с железом, алюминием при комн.t

Слайд 41

Окислительная активность азотной кислоты в зависимости от ее концентрации Азотная кислота

Окислительная активность азотной кислоты в зависимости от ее концентрации

Азотная кислота

не реагирует с Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta
Слайд 42

Вопрос 1. Какое из веществ может быть только окислителем? 1. K2SO3;

Вопрос 1.

Какое из веществ может быть только окислителем?
1. K2SO3; 2. Al;
3. KMnO4; 4.

FeSO4.
Слайд 43

Вопрос 2. Какое из веществ может быть только восстановителем? 1. K2Cr2O7;

Вопрос 2.

Какое из веществ может быть только восстановителем?
1. K2Cr2O7; 2.

FeSO4;
3. Fe2(SO4)3; 4. PbO2.
Слайд 44

Вопрос 3. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя в реакции: KMnO4 +

Вопрос 3.

Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя в реакции:
KMnO4 + FeSO4

+ H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
1. 32; 2. 44; 3. 56; 4. 28
Слайд 45

Вопрос 4. Какая из систем проявляет самые сильные окислительные свойства? MnO4-

Вопрос 4.

Какая из систем проявляет самые сильные окислительные свойства?
MnO4- + 5e

+ 8H+ ↔ Mn2+ + 4H2O;
Cо3+ + e ↔ Cо2+;
Cr2O72- + 14H+ + 6e ↔ 2Cr3+ + 7H2O;
BrO3- + 3H2O + 6e ↔ Br- + 6OH-
- Предыдущая
Рост и развитие растений. Передвижение ауксина при эмбриогенезе
Следующая -
Взаимодействие общества и природы

Похожие презентации

Производства аммиака. Лекция 7
Фосфорні добрива. Технології збагачення фосфоровмісної сировини
Курс «Неорганическая химия» Лектор: Третьяков Юрий Дмитриевич Расписание лекций: вторник – 10:50 – 12:25 пятни
Аминокислоты
Строение и функция углеводов и жиров
Железо
Презентация по Химии "Альдегиды, свойства, получение, применение" - скачать смотреть
Презентация Дисахариды
Новые стеклообразные материалы и методы их синтеза. Аморфные и стеклообразные материалы
Презентация на тему «Металлы и сплавы в моей профессии. Антикоррозийные покрытия»
Задачи на «избыток-недостаток»
Элементы симметрии кристаллических структур
Алмази
Сырье для химической промышленности
Химия элементов VIA группы. Сера
Методика изучения периодического закона, периодической системы Д.И. Менделеева и строения атома
Бензен
Сульфур Негативній вплив сульфуровмісних сполук
Фазовые превращения в стали (1)
Ферменты
Кинетика химических реакций
Основные понятия и определения. Химическая кинетика
Масс-спектрометрия
Полімери. Застосування
Поверхностные явлении и дисперсные системы (коллоидная химия)
Основные законы химии
Первоначальная периодическая таблица Д.И.Менделеева
Цикл трикарбоновых кислот (цикл Кребса)
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть