Презентация на тему "Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии

• 
  Слайд 2
  

  План лекции: Использование ОВР в аналитической химии. Типы ОВР. Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей.

• 
  Слайд 3
  

  Использование ОВР в аналитической химии При пробоподготовке для переведения в раствор пробы. Для разделения смеси ионов. Для маскирования. Для проведения реакций обнаружения катионов и анионов в качественном химическом анализе. В титриметрическом анализе. В электрохимических методах анализа.

• 
  Слайд 4
  

  Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза.

• 
  Слайд 5
  

  Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

• 
  Слайд 6
  

  2.Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

• 
  Слайд 7
  

  3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О. Cl2 - является окислителем и восстановителем.

• 
  Слайд 8
  

  Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в протону. Также и сильный окислитель обладает большим сродством к электрону. Например, в кислотно-основных реакциях участвует растворитель (вода), отдавая и принимая протон, а в ОВР вода тоже может терять или присоединять электрон. Например, для проведения кислотно-основных реакций необходимы как кислота, так и основание, а в ОВР – и окислитель и восстановитель.

• 
  Слайд 9
  

  Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции: Ox + nē = Red Равновесие в растворе можно описать с помощью равновесного потенциала, который зависит от состава раствора по уравнению Нернста:

• 
  Слайд 10
  

  При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:

• 
  Слайд 11
  

  Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают с каким-либо одним («электродом сравнения»). В качестве такого электрода используют обычно так называемый водородный электрод.

• 
  Слайд 12
  

  В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов:

• 
  Слайд 13
  

  На силу окислителя и восстановителя могут влиять: значение рН, реакции осаждения реакции комплексообразования. Тогда свойства редокс-пары будут описываться реальным потенциалом.

• 
  Слайд 14
  

  Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием ОВР и реакций осаждения, используются формулы:  если окисленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

• 
  Слайд 15
  

   если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

• 
  Слайд 16

  Сочетание ОВР и реакций комплексообразования

   если окисленная форма связана в комплекс:

• 
  Слайд 17
  

   если восстановленная форма связана в комплекс:

• 
  Слайд 18
  

   если обе формы связаны в комплекс:

• 
  Слайд 19

  Сочетание ОВР и реакций протонирования

   если протонируется окисленная форма:

• 
  Слайд 20
  

  если протонируется восстановленная форма:

• 
  Слайд 21
  

  если протонируются обе формы:

• 
  Слайд 22
  

  если реакция протекает по следующему уравнению: Ox +mH+ + nē = Red + H2O тогда

• 
  Слайд 23

  Константа равновесия ОВР

  Расчет константы равновесия для реакции: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ Константа равновесия рассчитывается:

• 
  Слайд 24
  

  Выражения для реальных ОВ потенциалов каждой редокс-пары будут выглядеть следующим образом:

• 
  Слайд 25

  В условиях равновесия:

• 
  Слайд 26

  Проведя математические операции, получим:

  К = 1021

• 
  Слайд 27
  

  Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:

• 
  Слайд 28

  Например, в цериметрии (окислитель Се4+):Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+

  К = 1011,4 = 2,3 · 1011

• 
  Слайд 29

  Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей

  Наибольшее практическое значение имеет полуреакция: О2 + 4Н+ + 4ē = 2Н2О Е = 1,23 В Термодинамические неустойчивыми являются водные растворы восстановителей с потенциалом 1,23 В.