Reacții redox în natură. Prezentare despre chimie pe tema „reacții redox” Descarcă prezentarea despre chimie reacții redox

Descrierea prezentării prin diapozitive individuale:

1 tobogan

Descrierea diapozitivei:

Completat de: profesor de chimie Baimukhametova Batila Turginbaevna Oxidativ- reacții de reducere

2 tobogan

Descrierea diapozitivei:

Motto-ul lecției este „Cineva pierde, dar cineva găsește...” Muncind, vei face totul pentru cei dragi și pentru tine, iar dacă nu există succes în timpul muncii tale, eșecul nu este o problemă, încearcă din nou. . D. I. Mendeleev.

3 slide

Descrierea diapozitivei:

4 slide

Descrierea diapozitivei:

Subiectul lecției: „Reacții redox” Scop: Să se familiarizeze cu reacțiile redox și să afle care este diferența dintre reacțiile metabolice și reacțiile redox. Învață să identifici agenții oxidanți și reducători în reacții. Învață să desenezi diagrame ale proceselor de dare și primire de electroni. Aflați despre cele mai importante reacții redox găsite în natură.

5 slide

Descrierea diapozitivei:

Poate că acești electroni sunt Lumi în care sunt cinci continente, Arte, cunoaștere, războaie, tronuri Și amintirea a patruzeci de secole! De asemenea, poate, fiecare atom este un Univers cu o sută de planete; Există tot ce este aici, într-un volum comprimat, Dar și ceea ce nu este aici. V. Brusosova.

6 diapozitiv

Descrierea diapozitivei:

Ce este starea de oxidare? Starea de oxidare este sarcina nominală a unui atom al unui element chimic dintr-un compus, calculată pe baza presupunerii că toți compușii constau numai din ioni. Starea de oxidare poate fi pozitivă, negativă sau zero, în funcție de natura compușilor implicați. Unele elemente au stări de oxidare constante, altele au stări variabile. Elementele cu stări pozitive constante de oxidare includ - metale alcaline: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, următoarele elemente din grupa II tabel periodic: Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, Ra+2, Zn+2, precum și un element din grupa III A - A1+3 și altele. Metalele din compuși au întotdeauna o stare de oxidare pozitivă. Dintre nemetale, F are o stare de oxidare negativă constantă (-1) În substanțele simple formate din atomi de metale sau nemetale, stările de oxidare ale elementelor sunt zero, de exemplu: Na°, Al°, Fe°, H2, O2, F2, Cl2, Br2. Hidrogenul se caracterizează prin stări de oxidare: +1 (H20), -1 (NaH). Oxigenul se caracterizează prin stări de oxidare: -2 (H20), -1 (H2O2), +2 (OF2).

7 slide

Descrierea diapozitivei:

Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți Agenți reducători: Agenți oxidanți: Metale elementare Hidrogen Carbon Monoxid de carbon (II) (CO) Hidrogen sulfurat (H2S) Oxid de sulf (IV) (SO2) Acid sulfuros H2SO3 și sărurile sale Acizi hidrohalici și sărurile lor Cationi metalici în stări intermediare oxidare: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Acid azot HNO2 Amoniac NH3 Oxid de azot (II) (NO) Halogeni Permanganat de potasiu (KMnO4) Manganat de potasiu (K2MnO4) Oxid de mangan (MnO2) IV) Dicromat de potasiu (K2Cr2O7) Acid azotic(HNO3) Acid sulfuric (conc.H2SO4) Oxid de cupru (II) (CuO) Oxid de plumb (IV) (PbO2) Peroxid de hidrogen (H2O2) Clorura de fier (III) (FeCl3) Compuși organici nitro

8 slide

Descrierea diapozitivei:

Gradul de oxidare a manganului în compusul permanganat de potasiu KMnO4. 1. Starea de oxidare a potasiului +1, oxigenului -2. 2. Să numărăm numărul de sarcini negative: 4 (-2) = - 8 3. Numărul de sarcini pozitive pe mangan este 1. 4. Să facem următoarea ecuație: (+1) + x+ (-2)*4 =0 1+ x - 8=0 X = 8 - 1 = 7 X= +7 +7 este starea de oxidare a manganului în permanganatul de potasiu.

Slide 9

Descrierea diapozitivei:

Reguli pentru determinarea stărilor de oxidare 1. Starea de oxidare a unui element dintr-o substanță simplă este 0. De exemplu: Ca, H2, Cl2, Na. 2. Starea de oxidare a fluorului în toți compușii cu excepția F2 este – 1. Exemplu: S+6F6-1 3. Starea de oxidare a oxigenului în toți compușii, cu excepția compușilor O2, O3, F2-1O+2 și peroxid Na2+1 O - 12; H2+1O-12 este egal cu –2 Exemple: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4. Starea de oxidare a hidrogenului este +1 dacă compușii conțin cel puțin un nemetal, -1 în compuși cu metale (hidruri) 5. Starea de oxidare a O în H2 Exemple: C-4H4+1 Ba+2H2- 1 H2 Starea de oxidare a metalelor întotdeauna pozitivă (cu excepția substanțelor simple). Starea de oxidare a metalelor subgrupelor principale este întotdeauna egală cu numărul grupului. Gradul de oxidare al subgrupurilor laterale poate lua valori diferite. Exemple: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6. Starea de oxidare pozitivă maximă este egală cu numărul grupului (excepții: Cu+2, Au+3). Starea minimă de oxidare este egală cu numărul grupului minus opt. Exemple: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7. Suma stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă (ion) este egală cu 0 (sarcina ionului).

10 diapozitive

Descrierea diapozitivei:

Munca de laborator Reguli de securitate. Experimentul 1. Efectuați o reacție chimică între soluțiile de sulfat de cupru (II) și hidroxid de sodiu. Experimentul 2. 1. Puneți un cui de fier într-o soluție de sulfat de cupru (II). 2. Alcătuiți ecuații pentru reacțiile chimice. 3. Determinați tipul fiecărei reacții chimice. 4. Determinați starea de oxidare a atomului fiecărui element chimic înainte și după reacție. 5. Gândiți-vă cum diferă aceste reacții?

11 diapozitiv

Descrierea diapozitivei:

Raspunsuri: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – reactie de schimb Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – reacția de substituție Reacția nr. 2 diferă de reacția nr. 1 prin aceea că în acest caz starea de oxidare a atomilor elementelor chimice se modifică înainte și după reacție. Observați această diferență importantă între cele două reacții. A doua reacție este OVR. Să subliniem în ecuația reacției simbolurile elementelor chimice care au modificat starea de oxidare. Să le notăm și să indicăm ce au făcut atomii cu electronii lor (Dăruiește sau primim?), adică. tranziții electronice. Cu+2 + 2 e-  Cu0 – agent oxidant, Fe0 redus - 2 e-  Fe+2 – agent reducător, oxidat

12 slide

Descrierea diapozitivei:

Clasificarea reacțiilor redox 1. Reacții redox intermoleculare Agentul oxidant și agentul reducător se găsesc în diferite substanțe; schimbul de electroni în aceste reacții are loc între diferiți atomi sau molecule: 2Ca0 + O20 → 2 Ca+2O-2 Ca - agent reducător; O2 - agent oxidant Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - agent reducător; CuO – agent oxidant Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn – agent reducător; HСl - agent oxidant Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - agent reducător; MnO2 este un agent oxidant.

Slide 13

Descrierea diapozitivei:

2. Reacții redox intramoleculare În reacțiile intramoleculare, agentul oxidant și agentul reducător sunt în aceeași moleculă. Reacțiile intramoleculare apar de obicei în timpul descompunerii termice a substanțelor care conțin un agent oxidant și un agent reducător. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- agent de oxidare; O-2 - agent reducător

Slide 14

Descrierea diapozitivei:

3. Reacții de disproporționare Reacții redox în care un element crește și scade simultan starea de oxidare. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Sulful în starea de oxidare 0 este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. 4. Reacții de proporționare Reacții redox în care atomii unui element în diferite stări de oxidare dobândesc o stare de oxidare ca urmare a reacției. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – agent oxidant; Br-1 – agent reducător

15 slide

Descrierea diapozitivei:

Algoritm pentru alcătuirea ecuațiilor reacțiilor redox folosind metoda echilibrului electronic 1. Notați schema de reacție KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Introduceți stările de oxidare ale atomilor elementelor pentru care se modifică KMn+7O4+ KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Se identifică elementele care modifică stările de oxidare și se determină numărul de electroni acceptați de agentul oxidant și donați de agentul reducător. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4. Egalizarea numărului de electroni acceptați și donați, stabilindu-se astfel coeficienți pentru compușii care conțin elemente care modifică starea de oxidare. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5. Selectați coeficienți pentru toți ceilalți participanți la reacție. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O

16 diapozitiv

Descrierea diapozitivei:

Balanța electronică este o metodă de găsire a coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox, care ia în considerare schimbul de electroni între atomii elementelor care își schimbă starea de oxidare. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare.

Slide 17

Descrierea diapozitivei:

Reacțiile de oxidare-reducere sunt reacții în care procesele de oxidare și reducere au loc simultan și, de regulă, se modifică stările de oxidare ale elementelor. Să luăm în considerare procesul folosind exemplul interacțiunii zincului cu acid sulfuric diluat:

18 slide

Descrierea diapozitivei:

Să ne amintim: 1. Reacțiile de oxidare-reducere sunt reacții în care electronii se transferă de la un atom, moleculă sau ion la altul. 2. Oxidarea este procesul de pierdere a electronilor, iar gradul de oxidare crește. 3. Reducerea este procesul de adăugare a electronilor, starea de oxidare scade. 4. Atomii, moleculele sau ionii care donează electroni sunt oxidați; sunt agenți reducători. 5.Atomii, ionii sau moleculele care acceptă electroni sunt reduse; sunt agenți oxidanți. 6. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere; 7. Reacțiile de oxidare-reducere sunt unitatea a două procese opuse: oxidarea și reducerea.

Instituția de învățământ de la bugetul de stat de învățământ profesional superior Tyumen Academia medicală de stat a Ministerului Sănătății din Rusia
Catedra de Chimie Analitică şi Organică
Chimie generală și anorganică
Reacții redox
Prelegere pentru studenții din anul I ai Facultății de Farmacie

Clasificarea reacțiilor

2
Toate reactii chimice Can
împărțit în 2 grupe, una
reacții, starea de oxidare a atomilor
rămâne neschimbat (schimb
reacții), iar în alte reacții acesta
modificări - acestea sunt reacții redox.
Apariția lor este asociată cu tranziția
electroni de la unii atomi (ioni) la
altora.
2

Procesul de pierdere a electronilor, oxidarea, este însoțit de o creștere

negativ în scădere. Proces
acceptarea electronilor - reducere,
însoţită de o scădere
stare de oxidare pozitivă sau
negativ crescând.
3
3

Atomi, molecule sau ioni,
adăugarea de electroni se numesc
agenţi oxidanţi. Atomi, molecule sau ioni,
electroni donatori se numesc
restauratori.
Oxidarea este întotdeauna însoțită
restaurare. Reacțiile redox sunt
este unitatea a două contrarii
procese – oxidare şi reducere.
4

Agenții oxidanți sunt:

substanţe simple ai căror atomi au
electronegativitate ridicată. Acest
elemente ale VII, VI, V grupe ale subgrupurilor principale, din care
cele mai active sunt fluorul, oxigenul, clorul.
substanţe complexe ai căror cationi se găsesc în
cel mai înalt grad de oxidare.
De exemplu: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
substanțe complexe ai căror anioni conțin un atom
metal sau nemetal sunt în cele mai înalte
stări de oxidare
De exemplu: K2Сr2O7, KMnO4, KNO3, H2SO4.
5
5

Reductorii sunt:

Elementele I, II, III grupe principalele subgrupuri. De exemplu:
Na, Zn, H2, Al.
Substante complexe ai caror cationi se gasesc in
cea mai scăzută stare de oxidare. De exemplu: SnCl2, FeCl2.
Substanțe complexe în care ajung anionii
stare de oxidare extremă negativă.
De exemplu:
KI, H2S, NH3.
Substanțe ai căror ioni sunt intermediari
stările de oxidare pot fi atât un agent oxidant cât şi
agent reducător De exemplu: Na2SO3.
Măsura proprietăților reducătoare este valoarea
energia de ionizare (aceasta este energia necesară pentru
6separarea succesivă a electronilor de un atom.)6

Trei tipuri de reacții redox.

Trei tipuri de reacții redox.
- intermolecular,
- intramolecular,
- disproportionare
- În ORR-urile intermoleculare
elemente
agentul de oxidare și agentul de reducere sunt în
diferite substanțe. De exemplu:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- recuperare
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+
- oxidare
7

Intramolecular
reactii
apar cu o schimbare de grad
oxidarea diferiților atomi în același
aceeași moleculă. De exemplu:
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2O2- - 4e- = O2
8
- recuperare
- oxidare
8

Reacții de disproporționare

apar cu simultan
scade si creste
stările de oxidare ale atomilor unuia
si acelasi element.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - recuperare
1 N 3+ - 2е = N 5+ - oxidare
9

Influența mediului asupra naturii cursului OVR

- OVR poate apărea în diferite
medii: acide (exces de ioni de H3O+),
neutru (H2O) și alcalin (exces
ioni OH--).
În funcție de mediu, se poate
schimbă natura reacției
intre aceleasi substante.
Mediul afectează schimbarea gradului
oxidarea atomilor.
10

Să ne uităm la câteva exemple.

KMnO4 (permanganat de potasiu) este
agent oxidant puternic, în acid puternic
mediul este redus la ioni de Mn2+,
într-un mediu neutru - până la MnO2 (oxid
mangan IV) și într-un mediu foarte alcalin
- la MnO42- (ion manganat).
1.
11

Schematic:
oxidat
formă
Restaurat
formă
H3O+
KMnO4
H2O
EL-
Mn 2+ (soluție incoloră)
MnO2 (precipitat maro)
МnО42- (soluție verde)
12

Dualitatea redox a peroxidului de hidrogen

Redox
dualitatea peroxidului de hidrogen
Peroxid de hidrogen ca agent oxidant.
DAR
H–O
H+
+
EL-
2H2O
2OH-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
H2O2 + 2e = 2OH-
Peroxid de hidrogen ca agent reducător.
DAR
H–O
13
H+
O2 + 2H3O+; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
OH-O2 + 2H20;
H2O2 + 2OH- - 2e = O2 + 2H2O
13

Proprietățile oxidative ale K2CrO4 și K2Cr2O7

3. Cromat de potasiu K2CrO4 și dicromat de potasiu
K2Сr2О7 sunt agenți oxidanți puternici. În acru și
soluții alcaline de compus Cr(III) și
Cr(VI) există sub diferite forme.
oxidat
Restaurat
formă
formă
Cr2O72- + H3O+
2 Cr 3+
Cr042- + OHCr(OH)3, Cr02-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

Metoda echilibrului electron-ion (metoda semireacției).

Metoda electron-ion
echilibru (metoda semireacției).
Reacții care apar într-un mediu acid.
Regula: dacă are loc o reacție într-un acid
mediu, atunci puteți opera cu ioni H3O+
(H+) și molecule de apă. Ioni H3O+ (H+)
scris pe acea parte a ecuației
semireacții în care există exces de oxigen,
moleculele de apă scriu
respectiv în partea în care oxigenul
nu sau lipsește. În plus
cantitatea de H3O+ (H+) se ia de două ori
mai mare decât numărul de atomi în exces
16
oxigen.

Exemplul 1.
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
Bine
soare
miercuri
Soluţie
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+
2MnO4- +16H++5SO32-+5H2O=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SO3 + 3Н2SO4 = 2MnSO4 + К2SO4 + 5Na2SO4
+ 3H2O
KMnO4 – agent oxidant, agent oxidant; Na2SO3 – agent reducător, oxid
17

Exemplul 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
BINE.
soare
miercuri
Soluţie.
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 K2SO4 + Na2S04 + 7H2O
Na2Cr2O7 - agent oxidant, redus;
18KBr este un agent reducător, se oxidează.
18

Reacții care apar într-un mediu alcalin.

Regula: dacă apare o reacție în
mediu alcalin, atunci puteți opera
Ioni OH- și molecule de apă. Ionii OH sunt scriși în acea parte a ecuației
semireacții unde există o deficiență
oxigen, molecule de apă sunt scrise
respectiv în partea în care
mai mult oxigen. Mai mult, pentru fiecare
se notează atomul de oxigen lipsă
doi ioni OH-.
19
19

Exemplul 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
soare
BINE.
miercuri
Soluţie.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | 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 - agent reducător, oxidează;
KNO3 este un agent oxidant și este redus.
20

Exemplul 2.

КMnО4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
BINE.
soare
miercuri
Soluţie.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO42- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
21

Reacții care apar într-un mediu neutru.

22
Regula: dacă o reacție are loc într-un mediu neutru,
ar trebui să funcționeze numai cu molecule de apă. În plus
excesul de oxigen din agentul de oxidare este legat de molecule
apă, datorită ionilor H3O+ (H+), pentru fiecare atom în exces
oxigen, se consumă o moleculă de apă, care
plasat în partea stângă a ecuației semireacției, în soluție
Ionii OH- se acumulează și sunt plasați pe partea dreaptă
ecuații de semireacție. Lipsa de oxigen
agentul reducător este completat din moleculele de apă în detrimentul ionilor OH, pentru fiecare atom de oxigen lipsă este consumat
o moleculă de apă, care este plasată pe partea stângă
ecuații de semireacție, ionii se acumulează în soluție
H3O+ (H+) și sunt plasate în partea dreaptă a ecuației
semireacții.
22

Exemplul 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
BINE.
soare
Soluţie.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH3 | S032- + H2O -2e = S042- + 2 H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
KMnO4–agent oxidant, agent oxidant;
23
Na2SO3 – agent reducător, oxid
23

Exemplul 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
soare
BINE.
miercuri
Soluţie.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 - agent reducător, oxidează;
KMnO4 este un agent oxidant și este redus.
24

Teoria originii
electrod de echilibru și
redox
potenţiale
Determinarea direcției
redox
proces

Mecanismul de apariție a potențialului electrodului

Eu Men+ + n e

Când scufundați metalul în apă...

Ме + m Н2О Мen+(Н2О)m+n e
Мen+(Н2О)m+ne Ме + m Н2О
Me +m H2O Men+ (H2O)m+
ne

Potențialul stabilit în condiții de echilibru a reacției electrodului se numește potențial electrod de echilibru.

Dacă un metal este scufundat într-o soluție de sare, atunci procesele care au loc la limita metal-soluție vor fi similare.

Zn
Cu
Pentru a compara electrodul
potenţiale de diverse
se aleg metalele
conditii standard:
temperatura - 250 C, presiune
- 101,3 kPa, activitate
ion cu același nume - 1 mol/l.
Diferența de potențial,
apărute între
metal și soluție în
se numesc astfel de conditii
electrod standard
potenţial.

Potențial electrod standard

Potențialul electrodului standard (E0) este EMF al unei celule galvanice compuse dintr-un electrod dat și un electrod de referință. În calitate

Potențialul standard al electrodului (E0) este fem
celulă galvanică compusă dintr-un electrod dat și
electrod de referință. Ca electrod de referință
utilizați un electrod de hidrogen normal (NHE):
H22H+ + 2e
Pt(H2) | 2H+
H2
electrod de platină,
placat cu platina
pulbere, în apă
soluție acidă cu
c(H+) = 1 mol/l şi
spălat
hidrogen gazos
(p = 1 atm)
la 298 K

O gamă de potențiale standard de electrozi pentru metale

Li
Ba
N / A
Zn
Fe
Pb
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
-0,13
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
Au
+0,34
+0,80
+1,5
Cu2+
Ag+
Au3+

Mărimea potențialului în condiții reale
calculat folosind ecuația Nernst:
E Me n / Eu E
0
Eu n/Eu
RT
într-un Me n
nF
Factorul de tranziție de la ln la lg
RT
la 20 C:
2,303 0,058
F
RT
0
la 25 C:
2,303 0,059
F
0
E Me n / Eu E
0
Eu n/Eu
0,059
lg a Men
n

E
0
Bărbați/Eu
- potenţial standard de electrod,
măsurat în condiții standard:
T 298 K
aMen 1 mol/l
F 96500 C/mol
J
R 8,314
alunița K

Dacă se cunoaște potențialul electrodului de hidrogen, se poate calcula pH-ul soluției:

E2 H/H E
2
0
2H/H2
0,059 lg pe H
=0
lg a H pH
pH
E2H/H 0
2
0,059

Electrod de clorură de argint (SSE)

Ag, AgCl | KCl
Electrod de al doilea fel
AgCl
KCl
Ag
Când este scufundat în soluție
săruri cu același nume
anioni potenţialul său
va fi determinat
activitatea anionului în
soluţie.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Cu cât este mai mare concentrația de KCl, cu atât este mai mare concentrația de Cl-, cu atât mai mult
solubilitatea AgCl este mai mică și concentrația Ag+ este mai mică.
în acestea
condițiile sunt foarte mici și practic nedetectabile. Potenţial,
care apar la limita Ag|Ag+ este determinată de ecuația Nernst:
0
Ag
E h.s. E
RT
Ag
nF

Într-o Ag
Ks a Ag aCl; o Ag
Ks a Ag aCl; o Ag
0
Ag
0
Ag
E h.s. E
E h.s. E
Ks
Ex.s. E
aCl
RT K s
ln
RT
RT
nF aCl
în K s
nF
F
0,222
în aCl

E h.s. 0,222 0,059 lg a Cl

    E h.s.
E h.s.
Valoarea potențială a clorurii de argint
electrod la diferite concentrații de apă

Soluție de KCl la T = 298 K

Celulele galvanice
Izometalice

Bimetalic

Celula galvanica (bimetalica)
Anod: Zn - 2e = Zn2+
Catod: Cu2++2e = Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Interfață
-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +
Difuziunea eliminată
potenţial
soluție ZnSO4

Soluție de CuSO4

O măsură a performanței unui element GE este EMF sau diferența de potențial a electrozilor:
Examenul de stat unificat Ekatoda Eanoda;
0
0
Examenul de stat unificat E
pisică.
0
E
0,34,
2
dacă E0Zn 2 / Zn 0,76 B; ECu
/Cu
0
apoi, E
GE
0,059
0,34 (0,76) 1,1 B
E Zn 2 / Zn E
n
0,059
0
lg a Zn 2
ECu2 / Cu ECu2 / Cu
n
0
lg a Cu2
Zn2/Zn
E GE
1,1
0,059 a Cu2
n
lg
0
un Zn 2

un.

Celulă galvanică de concentrație (izometală)
Anod: Zn Zn2+(0,1n) +2e
Catod: Zn2+(1n) +2e Zn
Zn2+(1n) Zn2+(0,1n)
- Zn|Zn2+(0,1n)||Zn2+(1n)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 n (a1)
p-p ZnSO4 1 n (a2)< a 2

a1
0
lg a Cu2
E Zn 2 / Zn E
0
lg a Cu2
Zn2/Zn
0,059
E Zn 2 / Zn E
n
0,059
log a Zn 2 (a 2)
n
log a Zn 2 (a1)
0,059 a Cu2
n
0,059 la 2

a1

Potențiale redox
Pt
Fe 2+(soluție) Fe 3+(soluție)+e (Pt pl-ka)
Roșu - formă restaurată
Ox – formă oxidată
Ecuația Nernst:
FeCI2, FeCI3
E ok. f./v.f. E
0
BINE. f./v.f.
RT acid. f-ma
RT K s
nF
Svost. f-ma
Potențial RF standard

Walter Friedrich Hermann Nernst (1864-1941)

Potențialul RH depinde de:

temperatură
natura agentului de oxidare și a agentului reducător
concentraţiile de oxidaţi şi
forme restaurate
pH-ul mediului

Potențial RF standard

EMF de HE, compus din redox
sisteme,
conţinând
forme oxidate si reduse in
concentrații de 1 mol/l și NVE – da
potențialul OM standard al unui OB dat
sisteme

Dacă compunem GE din MnO4-/Mn2+ și (Pt),H2|2H+,
atunci potențialul standard OF = +1,51 V.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 mol/l
a(H+)= 1 mol/l

În condiții reale, calculul potențialului RH al sistemului MnO4-/Mn2+ se realizează folosind ecuația Nernst:

E MnO / Mn 2
4
4
8
RT[MnO][H]
1,51
RT K s
2
5F
[Mn]

Cu cât RH standard este mai mare
potențialul sistemului, cu atât mai mult
efectele sale oxidative sunt exprimate
proprietăți în condiții standard.
De exemplu,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0= 1,51 V
E0= 0,77 V
E0= 0,15 V

Criterii pentru apariția spontană a reacțiilor OM

G 0
G reacții Gprod. Gref. V.
G Apoloznaya Ael.
Ael. qE
qnF
E-mail portabil
încărca
E-mail lucra la
transferul de electroni
Diferență de potențial
între electrozi
Numărul de electroni transferați la
act elementar al OVR
E Ok la Ev la
G nF E
dacă G 0 atunci E 0

Exemplu:

3
Co/Co
2
E
0
(ok., v.)
1,84 V
Fe 3 / Fe 2 E (0 aprox., v.) 0,77 V
Co
3
oxidant
Fe
2
2
agent reducător
EI
E 0, prin urmare, reacția continuă
0
BINE.
pisică.
Co Fe
3
0
voss.
1,84 0,77 1,07
spontan de la stânga la dreapta

Profunzimea reacțiilor OM

A B C D
K x. r.
[D]
; G 0 RT ln K x. r.
[A][B]
0
G
nF E
RT ln K x. r. nF E nF (Eok0 l I Ev0 l I)
nF (Eok0 l I Ev0 l I)
ln K x. r.
RT
ln K x. r. cu cât este mai mare, cu atât este mai mare diferența Eok0 l i Eв0 l i,
și K x. r. evaluează adâncimea fluxului chimic. reactii

Redox GE

Redox GE

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
Când circuitul este închis
jumatatea din stanga merge
procesul de oxidare - cedarea de electroni
platină, se transformă în
I2, placa rezultată
taxat condiționat
negativ.
În jumătatea din dreapta
Fe3+ preia electroni din
înregistrările transformându-se în
Fe3+, placa se încarcă
conditionat pozitiv.
Sistemul se străduiește
egaliza taxele pe
înregistrări datorate
electroni în mișcare
printr-un circuit extern.

Electrozi selectivi de ioni

Electrod de sticlă

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Sticlă
corpul electrodului
membrană
soluţie
membrană
soluţie
Ag AgCl, sticlă HCI 0,1 M H+, soluție
1
2
3
sticla = 1+ 2+ 3
Soluție internă
0,1 M HCI
1- potenţialul intern de clorură de argint
electrod (const)
2- potentialul de suprafata interioara
membrana de sticla (const)
HSE
3 - potențialul suprafeței exterioare
membrana de sticla (variabila)
1+ 2 = K
sticla = K + 0,059 lg a(H+) sau
Sticla electrod
(membrană)
sticla = K - 0,059 pH

Determinarea pH-ului într-un atelier de laborator

La măsurare
dispozitiv
EMF al circuitului Ecircuit prezentat:
E lanț = E h.s. - EST.
Echain = E h.s. – K + 0,059рН
pH
Lanțuri E E h.s. LA
0,059
E lanț const

1 tobogan

2 tobogan

Conceptul de reacții redox Reacțiile chimice care apar odată cu modificarea stării de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactanții se numesc reacții redox.

3 slide

Oxidarea este procesul de pierdere a electronilor de către un atom, moleculă sau ion. Atomul se transformă într-un ion încărcat pozitiv: Zn0 – 2e → Zn2+ ionul încărcat negativ devine atom neutru: 2Cl- -2e →Cl20 S2- -2e →S0 Mărimea ionului (atom) încărcat pozitiv crește în funcție de numărul de electroni cedați: Fe2+ -1e →Fe3+ Mn +2 -2e →Mn+4

4 slide

Reducerea este procesul de obținere de electroni de către un atom, moleculă sau ion. Atomul se transformă într-un ion încărcat negativ S0 + 2e → S2− Br0 + e → Br − Mărimea ionului (atomul) încărcat pozitiv scade în funcție de numărul de electroni atașați: Mn+7 + 5e → Mn+2 S+ 6 + 2e → S+4 − sau poate intra într-un atom neutru: H+ + e → H0 Cu2+ + 2e → Cu0

5 slide

Agenții reducători sunt atomii, moleculele sau ionii care donează electroni. Se oxidează în timpul procesului redox. Agenţi reducători tipici: ● atomi de metal cu raze atomice mari (grupe I-A, II-A), precum şi Fe, Al, Zn ● substanţe nemetalice simple: hidrogen, carbon, bor; ● ioni încărcați negativ: Cl−, Br−, I−, S2−, N−3. Ionii de fluor F− nu sunt un agent reducător. ● ioni metalici în cea mai mică concentrație: Fe2+, Cu+, Mn2+, Cr3+; ● ioni complexi si molecule care contin atomi cu un reziduu intermediar: SO32−, NO2−; CO, MnO2 etc.

6 diapozitiv

Agenții oxidanți sunt atomi, molecule sau ioni care câștigă electroni. Ele sunt reduse în timpul procesului redox. Agenți de oxidare tipici: ● atomi nemetalici VII-A, VI-A, Grupuri V-Aîn compoziția substanțelor simple ● ioni metalici în d.s. cel mai mare: Cu2+, Fe3+, Ag+ ... ● ioni complexi și molecule care conțin atomi cu d.s. cel mai mare și mare: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72 - , SO3, MnO2 etc.

7 slide

Manifestarea proprietăților redox este influențată de factori precum stabilitatea moleculei sau ionului. Cu cât particulele sunt mai puternice, cu atât prezintă mai puține proprietăți redox

8 slide

De exemplu, azotul are electronegativitate mare și ar putea fi un agent oxidant puternic sub forma unei substanțe simple, dar molecula sa conține o legătură triplă, molecula este foarte stabilă, azotul este pasiv chimic.

Slide 9

Sau HCLO este un agent oxidant mai puternic în soluție decât HCLO4, deoarece HCLO este un acid mai puțin stabil.

10 diapozitive

Dacă un element chimic se află într-o stare intermediară de oxidare, atunci el prezintă proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător.

11 diapozitiv

Stări de oxidare a sulfului: -2,0,+4,+6 Н2S-2 - agent reducător 2Н2S+3O2=2H2O+2SO2 S0,S+4O2 - agent oxidant și agent reducător S+O2=SO2 2SO2+O2=2SO3 (agent reducător) S+ 2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O (agent oxidant) H2S+6O4 - agent oxidant Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

12 slide

Determinarea stărilor de oxidare ale atomilor elementelor chimice С.о. atomi chimici din compoziția unei substanțe simple = 0 Suma algebrică a s.o. a tuturor elementelor din ion este egală cu sarcina ionului Sumă algebrică s.o. dintre toate elementele din compoziția unei substanțe complexe este 0. K+1 Mn+7 O4-2 1+x+4(-2)=0

Slide 13

Clasificarea reacțiilor redox Reacții de oxidare intermoleculară 2Al0 + 3Cl20 → 2Al+3 Cl3-1 Reacții de oxidare intramoleculară 2KCl+5O3-2 → 2KCl-1 + 3O20 Reacții de disproporționare, dismutare (autooxidare + 3KOl20) hor.) → KCl+5O3 +5KCl-1+3H2O 2N+4O2+ H2O →HN+3O2 + HN+5O3

Slide 14

Este util să se cunoască stările de oxidare ale elementelor din anionul de sare sunt aceleași ca în acid, de exemplu: (NH4)2Cr2+6O7 și H2Cr2+6O7 stările de sulf în unele sulfuri sunt -1, de exemplu: FeS2 Fluorul este singurul nemetal care nu are o stare de oxidare pozitivă în compuși În compușii NH3, CH4 și alții, semnul elementului electropozitiv hidrogen este în al doilea loc

15 slide

Proprietăţi oxidante ale acidului sulfuric concentrat Produse de reducere a sulfului: H2SO4 + foarte activ. metal (Mg, Li, Na...) → H2S H2SO4 + act. metal (Mn, Fe, Zn...) → S H2SO4 + inactiv. metal (Cu, Ag, Sb...) → SO2 H2SO4 + HBr → SO2 H2SO4 + nemetale (C, P, S...) → SO2 Notă: este adesea posibil să se formeze un amestec al acestor produse în diferite proporții

Reacțiile redox sunt cele mai frecvente și joacă un rol important în natură. Ele sunt baza vieții pe Pământ, deoarece sunt asociate cu respirația și metabolismul în organismele vii, degradarea și fermentația, fotosinteza în părțile verzi ale plantelor și activitatea nervoasă a oamenilor și animalelor.

Respirația În procesul de respirație, carbohidrații, grăsimile și proteinele, în reacții de oxidare biologică și de restructurare treptată a scheletului organic, renunță la atomii de hidrogen pentru a forma forme reduse. Acesta din urmă, atunci când este oxidat în lanțul respirator, eliberează energie, care se acumulează în formă activă în reacții cuplate de sinteză a ATP.

Coroziunea chimică a metalelor După distrugerea legăturii metalice, atomii de metal și atomii care alcătuiesc agenții de oxidare formează o legătură chimică. Acest tip de coroziune este inerent în medii care nu sunt capabile să conducă curent electric– acestea sunt gaze, neelectroliți lichizi.

Tema proiectului este „Reacțiile de oxidare-reducere”.

Numele proiectului creativ „Cineva pierde, iar cineva găsește...”.

Coordonator de proiect Drobot Svetlana Sergheevna, profesor de chimie, [email protected]

Materia academica - chimie.

La proiect au participat elevi de clasa a XI-a.

Proiectul s-a derulat din octombrie până în decembrie (3 luni) în clasa a XI-a.

Subiect „Reacții redox” parcurge ca un fir roșu tot cursul de chimie de la școală (clasele a VIII-a, a IX-a și a XI-a) și este foarte greu de înțeles procesele care au loc ca urmare a acestor reacții.

Intrebare fundamentala: Este posibil sfârșitul lumii?

Pe această temă au fost formulate următoarele: probleme problematice:

1.Unde în lumea din jurul nostru ne întâlnim cu ODD?
2. Care este diferența dintre reacțiile metabolice și reacțiile redox?
3. Care este diferența dintre starea de oxidare și valența?
4. Care sunt caracteristicile ORR în chimia organică?

Întrebările problematice au fost compilate în așa fel încât să arate cât mai detaliat posibil toate fenomenele asociate proceselor redox care au loc în lumea din jurul nostru și să trezească interesul copiilor pentru studiul acestor procese chimice complexe.

Elevii au efectuat lucrări de cercetare asupra sarcinilor care le-au fost atribuite probleme problematice. Au lucrat în două direcții. Unii au efectuat cercetări considerând ORR ca un proces chimic:

1. Valența și starea de oxidare.
4. OVR în chimie organică.
3. Ce este OVR și ce este RIO.
4. Anod + catod = electroliza
5. Reacții redox

Și altele din punctul de vedere al semnificației practice a acestor procese:
1. În împărăția diavolului roșu.
2. Nu purtați încă alb? Atunci venim la tine!
3. Șapte minuni în natura vie și neînsuflețită.
4. Această Ziua Victoriei...

Prezentarea „În Regatul Diavolului Roșu” poate fi folosită nu numai ca lucrare de cercetare, ci și în lecțiile de chimie atunci când se explică acest subiect, deoarece explică conceptul de coroziune, esența acestui proces, clasificarea - chimică, electrochimică, mecanicochimic; metode de protecție împotriva coroziunii. Și materialul: tipuri de coroziune, Știți ce... este în afara domeniului de aplicare curriculum.

Prezentarea „Încă purtați alb?...” vorbește despre utilizarea reacțiilor redox în viața de zi cu zi. Spălarea într-un mod științific - îndepărtarea petelor de iod, a petelor de diferite tipuri; recomandări pentru manipularea produselor din lână naturală; despre compoziția pulberilor și rolul uneia sau alteia componente în spălare.

„Șapte minuni ale naturii vie și neînsuflețite”. Această prezentare vorbește despre cele șapte minuni ale naturii vii și neînsuflețite - arderea, coroziunea metalelor, explozia, electroliza, putrezirea, fermentația, fotosinteza. Drept urmare, s-a tras concluzia: aceste șapte minuni ale naturii vie și neînsuflețite se referă la reacțiile redox care ne înconjoară și joacă un rol imens în viața noastră.

„Aceasta Ziua Victoriei”. Aplicarea reacțiilor redox în război.

Rezultat creativ munca de cercetare elevii devine un site educațional. Site-ul combină tot materialul pe această temă. Conține și un test de verificare care vă permite să vă testați cunoștințele și să obțineți o notă. Avantajul acestui site este că este accesibil oricărui student prin Internet.

Rezumând rezultatele muncii lor de cercetare, studenții au ajuns la concluzia că întreaga lume din jurul nostru poate fi considerată un gigant laborator chimic, în care reacțiile chimice, în principal cele redox, au loc în fiecare secundă și atâta timp cât procesele redox. există în natură, sfârșitul lumii este imposibil.

În timpul lucrărilor la proiect, acesta a fost dezvoltat material didactic(teste, metode de determinare a valenței, stării de oxidare; compilarea ORR prin metoda echilibrului electronic, compilarea ORR prin metoda semireacției, reguli pentru compilarea reacțiilor de schimb ionic).

În timp ce lucra la proiect, a fost folosit număr mare literatură științifică, metodologică, populară.

Au fost folosite și resurse de internet.

Proiectul nostru va ajuta studenții să înțeleagă în mod independent problemele dificile ale acestui subiect, precum și să se pregătească pentru examenul de stat unificat în chimie.

Întreaga lume din jurul nostru poate fi considerată un gigant laborator chimic, în care reacțiile chimice, în principal redox, au loc în fiecare secundă.