Окислительно-восстановительные реакции

Июль 25, 2022

Главная
Химия
Окислительно-восстановительные реакции

Содержание

2. Классификация реакций Все химические реакции можно разделить на 2 группы, в одних реакциях степень окисления атомов
3. Процесс отдачи электронов - окисление, сопровождается увеличением положительной степени окисления или уменьшением отрицательной. Процесс принятия электронов
4. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.
5. Окислители это: простые вещества, атомы которых обладают большой величиной электроотрицательности. Это элементы VII, VI, V групп
6. Восстановители- это: Элементы I, II, III групп главных подгрупп. Например: Na, Zn, H2, Al. Сложные вещества,
7. Три типа окислительно-восстановительных реакций. - межмолекулярные, - внутримолекулярные, - диспропорционирования - В межмолекулярных ОВР элементы окислитель
8. происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле. Например: 2 КClO3
9. Реакции диспропорционирования протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента.
10. Влияние среды на характер протекания ОВР - ОВР могут протекать в различных средах: в кислой (избыток
11. Рассмотрим несколько примеров. 1. KMnO4 (перманганат калия) является сильным окислителем, в сильнокислой среде восстанавливается до ионов
12. Окисленная Восстановленная форма форма Н3О+ Мn 2+ (бесцветный р-р) KMnO4 Н2О MnO2 (бурый осадок) ОН- МnО42-
13. Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода Пероксид водорода как окислитель. Н – О Н + 2Н2О Н2О2
14. Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О7 3. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия К2Сr2О7 - сильные окислители.
15. К2Сr2О7
16. Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Реакции, протекающие в кислой среде. Правило: если реакция протекает в кислой
17. Пример 1. КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + … ок вос среда
18. Пример 2. Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + … ок. вос. среда
19. Реакции, протекающие в щелочной среде. Правило: если реакция протекает в щелочной среде, то можно оперировать ионами
20. Пример 1. Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + … вос. ок. среда
21. Пример 2. КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + … ок. вос. среда Решение.
22. Реакции, протекающие в нейтральной среде. Правило: если реакция протекает в нейтральной среде, следует оперировать только молекулами
23. Пример 1. KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + … ок. вос. Решение.
24. Пример 2. MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + … вос. ок. среда
25. Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса
26. Механизм возникновения электродного потенциала Ме ↔ Меn+ + n e
27. При погружении металла в воду… Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n e Ме +m Н2О ↔
28. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
29. Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут
30. Стандартный электродный потенциал
31. Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В
32. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов
33. Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:
35. Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:
36. Хлорсеребряный электрод (ХСЭ) Ag, AgCl | KCl Электрод второго рода При погружении в раствор соли одноименного
37. Ag ↔ Ag+ + e (1) AgCl ↔ Ag+ + Cl- (2) KCl → K+ +
38. 0,222
39. ↑[Cl-] → ↓[Ag+] → ↓E х.с. Значение потенциала хлорсеребряного электрода при разных концентрациях водного раствора KCl
40. Гальванические элементы Изометаллические Биметаллические
41. Гальванический элемент (биметаллический) Анод: Zn - 2e = Zn2+ Катод: Cu2++2e = Cu Zn + Cu2+
42. Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:
43. Концентрационный гальванический элемент (изометаллический) Анод: Zn→Zn2+(0,1н) +2e Катод: Zn2+(1н) +2e → Zn Zn2+(1н) → Zn2+(0,1н) -
45. Окислительно-восстановительные потенциалы Fe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка) Red ↔ Ox + ne Red -
46. Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)
47. ОВ потенциал зависит от: температуры природы окислителя и восстановителя концентрации окисленной и восстановленной форм рН среды
48. Стандартный ОВ потенциал ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и восстановленную формы в концентрациях
49. Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В. MnO4- +
50. В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста:
51. Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены ее окислительные свойства в стандартных
52. Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций
53. Пример:
54. Глубина протекания ОВ реакций
55. Окислительно-восстановительные ГЭ
56. 2KI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2+2КCl При замыкании цепи в левом полуэлементе идет процесс окисления
57. Ионоселективные электроды
58. Стеклянный электрод R(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+, Li+ мембрана раствор мембрана раствор Ag⏐AgCl, 0,1
59. Определение рН в лабораторном практикуме ЭДС представленной цепи Ецепи: Е цепи= Е х.с. – Е ст.
61. Скачать презентацию

Слайд 2

Классификация реакций
Все химические реакции можно разделить на 2 группы, в

одних реакциях степень окисления атомов остается неизменной (обменные реакции), а в других реакциях она меняется – это окислительно-восстановительные реакции. Протекание их связано с переходом электронов от одних атомов (ионов) к другим.

Слайд 3

Процесс отдачи электронов - окисление, сопровождается увеличением положительной степени окисления или

уменьшением отрицательной. Процесс принятия электронов - восстановление, сопровождается уменьшением положительной степени окисления или увеличением отрицательной.

Слайд 4

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Атомы, молекулы или

ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

Слайд 5

Окислители это:
простые вещества, атомы которых обладают большой величиной электроотрицательности. Это элементы

VII, VI, V групп главных подгрупп, из них наиболее активные – фтор, кислород, хлор.
сложные вещества, катионы которых находятся в высшей степени окисления.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложные вещества, в анионах которых атом металла или неметалла находятся в высшей степени окисления
Например: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4.

Слайд 6

Восстановители- это:
Элементы I, II, III групп главных подгрупп. Например: Na, Zn,

H2, Al.
Сложные вещества, катионы которых находятся в низшей степени окисления. Например: SnCl2, FeCl2 .
Сложные вещества, у которых анионы достигают предельной отрицательной степени окисления. Например: KI, H2S, NH3 .
Вещества, ионы которых находятся в промежуточных степенях окисления могут быть как окислителем, так и восстановителем Например: Na2SO3 .
Мерой восстановительных свойств служит величина энергии ионизации (это энергия, необходимая для последовательного отделения электронов от атома.)

Слайд 7

Три типа окислительно-восстановительных реакций.
- межмолекулярные,
- внутримолекулярные,
- диспропорционирования
- В межмолекулярных ОВР элементы

окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+ - восстановление
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+ - окисление

Слайд 8

происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и

той же молекуле. Например:
2 КClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl - - восстановление
3 2О2- - 4е- = О2 - окисление

Внутримолекулярные
реакции

Слайд 9

Реакции диспропорционирования
протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов

одного и того же элемента.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - восстановление
1 N 3+ - 2е = N 5+ - окисление

Слайд 10

Влияние среды на характер протекания ОВР
-
ОВР могут протекать в различных

средах: в кислой (избыток Н3О+ - ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток ОН- - ионов).
В зависимости от среды может меняться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степени окисления атомов.

Слайд 11

Рассмотрим несколько примеров.
1. KMnO4 (перманганат калия) является сильным окислителем, в сильнокислой

среде восстанавливается до ионов Мn2+, в нейтральной среде - до MnO2 (оксида марганца IV) и в сильно щелочной среде - до МnО42- (манганат-иона).

Слайд 12

Окисленная Восстановленная форма форма
Н3О+ Мn 2+ (бесцветный р-р) KMnO4 Н2О MnO2

(бурый осадок)
ОН- МnО42- (зеленый р-р)

Схематично:

Слайд 13

Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода
Пероксид водорода как окислитель.
Н –

О Н + 2Н2О Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
| +
Н – O ОН- 2ОН- Н2О2 + 2е = 2ОН-
Пероксид водорода как восстановитель.
Н – О Н + O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
| +
Н – O ОН- O2 + 2Н2О; Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О

Слайд 14

Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О7
3. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия

К2Сr2О7 - сильные окислители. В кислых и щелочных растворах соединения Сr(III) и Сr(VI) существуют в разных формах.
Окисленная Восстановленная
форма форма
Cr2O72- + H3O+ 2 Cr 3+
CrO42- + OH- Cr(OH)3, CrO2-, [Cr(OH)6]3-

Слайд 15

К2Сr2О7

Слайд 16

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).
Реакции, протекающие в кислой среде.
Правило: если реакция

протекает в кислой среде, то можно оперировать ионами Н3О+ (Н+) и молекулами воды. Ионы Н3О+ (Н+) записывают в той части уравнения полуреакции, где есть избыток кислорода, молекулы воды записывают соответственно в той части, где кислорода нет или есть недостаток его. Причем количество Н3О+ (Н+) берется в два раза больше, чем количество избыточных атомов кислорода.

Слайд 17

Пример 1.
КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 +

…
ок вос среда
Решение
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 –окислитель, вос-ся; Nа2SО3 –восстановитель, окис-ся

Слайд 18

Пример 2.
Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2

+ …
ок. вос. среда
Решение.
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 - окислитель, восстанавливается;
KBr - восстановитель, окисляется.

Слайд 19

Реакции, протекающие в щелочной среде.

Правило: если реакция протекает в щелочной среде,

то можно оперировать ионами ОН- и молекулами воды. Ионы ОН- записываются в той части уравнения полуреакции, где есть недостаток кислорода, молекулы воды записываются соответственно в той части, где кислорода больше. Причем, на каждый недостающий атом кислорода записывают два иона ОН-.

Слайд 20

Пример 1.
Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2

+ …
вос. ок. среда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH-
1 | 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 - восстановитель, окисляется;
KNO3 - окислитель, восстанавливается.

Слайд 21

Пример 2.

КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4

+ …
ок. вос. среда
Решение.
2 | MnO4- + 1e = MnO4 2-
1 | 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

Слайд 22

Реакции, протекающие в нейтральной среде.
Правило: если реакция протекает в нейтральной

среде, следует оперировать только молекулами воды. Причем избыток кислорода в окислителе связывается молекулами воды, за счёт ионов Н3О+ (Н+), на каждый избыточный атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ОН- - ионы и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции. Недостаток кислорода восстановитель восполняет из молекул воды за счет ОН- - ионов, на каждый недостающий атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ионы Н3О+ (Н+) и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции.

Слайд 23

Пример 1.
KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 +

…
ок. вос.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH-
3 | 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–окислитель, вос-ся; Nа2SО3–восстановитель, окис-ся

Слайд 24

Пример 2.
MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 +

…
вос. ок. среда
Решение.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH-
3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 - восстановитель, окисляется;
KMnO4 – окислитель, восстанавливается.

Слайд 25

Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов
Определение направления окислительно-восстановительного

процесса

Слайд 26

Механизм возникновения электродного потенциала
Ме ↔ Меn+ + n e

Слайд 27

При погружении металла в воду…
Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n e
Ме

+m Н2О ↔ Меn+ (Н2О)m+ n e

Меn+(Н2О)m+ne → Ме + m Н2О

Слайд 28

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Слайд 29

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на

границе «металл – раствор», будут аналогичными.

Для сравнения электродных потенциалов различных металлов выбирают стандартные условия: температура - 250 С, давление - 101,3 кПа, активность одноименного иона - 1 моль/л. Разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором в таких условиях называется стандартным электродным потенциалом.

Слайд 30

Стандартный электродный потенциал

Слайд 31

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного

электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ):

H2 ↔ 2H+ + 2e
Pt (H2) | 2H+

Платиновый электрод, покрытый платиновым
порошком, в водном растворе кислоты с
с(Н+) = 1 моль/л и омываемый
газообразным водородом (р = 1 атм)
при 298 К

Слайд 32

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Слайд 33

Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста:

Слайд 34

Слайд 35

Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

Слайд 36

Хлорсеребряный электрод (ХСЭ)
Ag, AgCl | KCl
Электрод второго рода
При погружении

в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться активностью аниона в растворе.

Слайд 37

Ag ↔ Ag+ + e (1)
AgCl ↔ Ag+ + Cl- (2)
KCl

→ K+ + Cl- (3)

Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. [Ag+] в этих условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал, возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:

Слайд 38

0,222

Слайд 39

↑[Cl-] → ↓[Ag+] → ↓E х.с.
Значение потенциала хлорсеребряного электрода при

разных концентрациях водного раствора KCl при Т= 298 К

Слайд 40

Гальванические элементы
Изометаллические
Биметаллические

Слайд 41

Гальванический элемент (биметаллический)
Анод: Zn - 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn

+ Cu2+ = Zn2+ + Cu
-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +

р-р ZnSO4

р-р CuSO4

Слайд 42

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

Слайд 43

Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)
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 < a2

Слайд 44

Слайд 45

Окислительно-восстановительные потенциалы
Fe 2+(р-р)↔ Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка)
Red ↔ Ox +

ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная форма

Уравнение Нернста:

Стандартный ОВ потенциал

Слайд 46

Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)

Слайд 47

ОВ потенциал зависит от:
температуры
природы окислителя и восстановителя
концентрации окисленной

и восстановленной форм
рН среды

Слайд 48

Стандартный ОВ потенциал
ЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и

восстановленную формы в концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ системы

Слайд 49

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный

ОВ потенциал = +1,51 В.
MnO4- + 8H+ +5e →Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л
а(H+)= 1 моль/л

Слайд 50

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению

Нернста:

Слайд 51

Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены

ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например,
MnO4-/Mn2+ E0= 1,51 B
Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B
Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B

Слайд 52

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

Слайд 53

Пример:

Слайд 54

Глубина протекания ОВ реакций

Слайд 55

Окислительно-восстановительные ГЭ

Слайд 56

2KI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2+2КCl
При замыкании цепи в

левом полуэлементе идет процесс окисления - I- отдавая электроны платине, превращаются в I2, в результате пластинка заряжается условно отрицательно.
В правом полуэлементе Fe3+ забирает электроны с пластинки превращаясь в Fe3+ , пластинка заряжается условно положительно.
Система стремится выровнять заряды на пластинках за счет перемещения электронов по внешней цепи.

Слайд 57

Ионоселективные электроды

Слайд 58

Стеклянный электрод
R(Na+, Li+) + H+↔ R(H+) + Na+, Li+
мембрана раствор

мембрана раствор
Ag⏐AgCl, 0,1 M HCl ⏐стекло ⏐H+,раствор
ϕ1 ϕ2 ϕ3
ϕстекл.= ϕ1+ ϕ2+ ϕ3
ϕ1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const)
ϕ2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const)
ϕ3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная)
ϕ1+ ϕ2 = К
ϕстекл.= К + 0,059 lg a(H+) или
ϕстекл.= К - 0,059 рН

Слайд 59

Определение рН в лабораторном практикуме

ЭДС представленной цепи Ецепи:
Е цепи=

Е х.с. – Е ст.
Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН

Окислительно-восстановительные реакции

Содержание

Классификация реакций Все химические реакции можно разделить на 2 группы, в

Процесс отдачи электронов - окисление, сопровождается увеличением положительной степени окисления или

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Атомы, молекулы или

Окислители это: простые вещества, атомы которых обладают большой величиной электроотрицательности. Это элементы

Восстановители- это:Элементы I, II, III групп главных подгрупп. Например: Na, Zn,

Три типа окислительно-восстановительных реакций. - межмолекулярные,- внутримолекулярные,- диспропорционирования- В межмолекулярных ОВР элементы

происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и

Реакции диспропорционированияпротекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов

Влияние среды на характер протекания ОВР - ОВР могут протекать в различных

Рассмотрим несколько примеров. 1. KMnO4 (перманганат калия) является сильным окислителем, в сильнокислой

Окисленная Восстановленная форма формаН3О+ Мn 2+ (бесцветный р-р) KMnO4 Н2О MnO2

Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода Пероксид водорода как окислитель.Н –

Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О73. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия

К2Сr2О7

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций). Реакции, протекающие в кислой среде. Правило: если реакция

Пример 1.КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 +

Пример 2. Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2

Реакции, протекающие в щелочной среде. Правило: если реакция протекает в щелочной среде,

Пример 1. Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2

Пример 2. КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4

Реакции, протекающие в нейтральной среде. Правило: если реакция протекает в нейтральной

Пример 1. KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 +

Пример 2. MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 +

Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного

Механизм возникновения электродного потенциалаМе ↔ Меn+ + n e

При погружении металла в воду…Ме + m Н2О → Меn+(Н2О)m+n eМе