1 / 19

Тема лекции: Окислительно-восстановительные процессы

Кафедра химии. Тема лекции: Окислительно-восстановительные процессы. СХЕМА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ РЕАКЦИИ. m A ox + n B red. m A red + n B ox. . A ox (B ox ) – окисленная форма вещества А (В). A red (B red ) – восстановленная форма вещества А (В). Направление

tevin
Download Presentation

Тема лекции: Окислительно-восстановительные процессы

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Кафедра химии Тема лекции: Окислительно-восстановительные процессы

  2. СХЕМА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ РЕАКЦИИ m Aox+ n Bred m Ared+ n Box  Aox (Box) – окисленная форма вещества А (В) Ared (Bred)– восстановленная форма вещества А (В) Направление окислительно-восстановительных реакций 1. G< 0 универсальный критерий 2.  = ox - red > 0 только для редокс-реакций ox/red окислительно-восстановительный (электродный, редокс) потенциал

  3. - - - Образование редокс-потенциала ДЭС Сосуд с водой + + металл + ox/red Me– neMe n+

  4. Абсолютная величинаox/redне может быть определена опытным путем или рассчитана. Электродный потенциал ox/red – разность электростатических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом.

  5. Определение относительной величины электродного потенциала H 2 + H Pt 2H+ + 2eH2 oxred p(H2) = 1 атм (101,3 кПа), а(H+) = 1М. [Aox] = [Ared] = 1M T = 298K Схема записи:H2(Pt)2H+ 02H+/H2= 0 ДЭС, ox/red

  6. Mn+ M Металлический электрод Men++ neMe Схема записи:MeMen + p = 1 атм (101,3 кПа), [Aox] = [Ared]= 1М, T = 298K. Задача: Определить 0 цинкового электрода в стандартных условиях.

  7. Водородно-цинковый гальванический элемент H2 V [H+] =1M e Zn Pt [Zn+2]=1M Zn – 2e  Zn2+ 2H+ + 2e-H2 анод катод Процесс окисления Процесс восстановления

  8. Схема записи цепи: анодный раствор катодный раствор катод+ -анод    Солевой мостик Расчет э.д.с. (Е) цепи: Е =  +катода - -анода -ZnZn+2H+H2(Pt)+ E(опыт) = 0,76В =  +2H+/H2 - -Zn2+ /Zn 0 Zn2 +/Zn= - 0,76В

  9. Относительные значения редокс-потенциалов OX + ne  RED RED OX

  10. Ряд напряжений металлов Бекетов Н.Н. (1827-1911)

  11. Pt Окислительно-восстановительные электроды Пример: Fe+3(ox)и Fe+2(red) 0ox/red Cl2 2e- 2Cl- 1,36 Aox, Ared Fe+3 e- Fe+2 0,77 PtFe+3, Fe+2 I2 2e- 2I- 0,53

  12. Задача: Действием какого галогена (Cl2 или I2) можно окислить Fe+2 до Fe+3? Fe+2+Hal2 Fe+3 + 2Hal- redox Процесс идет самопроизвольно, если:   ox -red > 0 > т.е. Hal2/2Hal- Fe+3/Fe+2     > < Сl2/2Cl- Fe+3/Fe+2 l2/2l- Fe+3/Fe+2 1.36 0,77 0,53 0,77 Fe+2+ Cl2Fe+3 + 2Cl- Fe+2+ l2Fe+3 + 2l-

  13. Kравн. 1017nE() = (- для полупары) Т – 298К(250С) Расчет константы равновесия Универсальная формула Для редокс- систем Равновесие в окислительно-восстановительных реакциях наблюдается при условии: Е < 0.2 в

  14. Уравнение Нернста-Тюрина 0 , 059 [ Ox ] o j j = + lg n [Red] o RT [Ox] j + (В) j = ln [Red] nF Природа реагирующих в-в ox/red= ( Темпера-тура Концен- трация f ) 298K число электронов число Фарадея(96490 кулонов)

  15. [H+]m 0 , 059 [ Ox ] o j j = + lg n [Re d ] Зависимость редокс-потенциала от рН среды Ox + ne- + mH+Red + m/2H2O 0,059m j = j0 + lg[H+] При [Ox] = [Red] n 0,059m j = j0- pH n Формула пригодна только для тех полуреакций, в которых участвуют ионы H или ОН !!!

  16. Потенциалы наиболее распространенных электродов Водородный электрод j = - 0,059 рН Металлический электрод 0,059 j = j0 + lg[Me+n] n

  17. Диапазон величин 0’ биологических систем • 0’– стандартный редокс-потенциал при биологическом значении рН (7) +1 -2 H2O OX red Восстановительный процесс: H2O(ox) + Red H2 + Ox Эта реакция не должна идти. Для этого: 0’Ox/Red >0’2H+/H2 0’ = - 0,059рН = - 0,0597 = - 0,41В , 0 Ox/Red > - 0,41в

  18. O2 +4H+ + 4e  H2O +H2O Окислительный процесс: H2O(red) + OxO2+ Red Эта реакция не должна идти. Для этого: 0 Ox/Red <0O2/H2O 0’O2/H2O= 1,24- 0,0597 = 0,83 в Диапазон приемлемых потенциалов биосистем: - 0,41В < 0’Ox/Red < 0,83 В

  19. +1 -2 H2O red OX Диапазон величин 0’ биологических систем , В H2O(red) + OxO2+ Red + 1,5 + 1,23 + 1,0 + 0,82 – стандартный редокс-потенциал при биологическом значении рН (7) 0’ + 0,5 - 0,44В < 0’Ox/Red < 0,82В 0 - 0,44 H2O(ox) + Red H2 + Ox - 0,5 рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8

More Related