Презентация на тему "Окислительно-восстановительные реакции"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Окислительно-восстановительные реакции

  Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными. Окисление - это процесс отдачи электронов. Восстановление- это процесс присоединения электронов. Окислитель- это атом, молекула или ион, который берет электроны. Восстановитель- это атом, молекула или ион, который даёт электроны.

• 
  Слайд 2

  Окислители и восстановители

  Активные металлы относительно легко отдают электроны и являются восстановителями. Активные неметаллы легко присоединяют электроны и являются окислителями. Элемент в своей высшей степени окисления, когда уже отданы все валентные электроны, может быть только окислителем. Элемент в своей низшей степени окисления, заполнив все свои орбитали, может быть только восстановителем. В промежуточных степенях окисления элемент может иметь и окислительные и восстановительные свойства.

• 
  Слайд 3

  Окисленная и восстановленная формы

  Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленную форму: F2[ок.] + 2ē  2F- [вост.] Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленную форму: Na0 [вост.] - 1ē Na+ [ок.] Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной и восстановленной формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной формы в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму.

• 
  Слайд 4

  Уравнение Нернста

  Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью уравнения Нернста для окислительно-восстановительного потенциала: E = Eо+ lg где Ео - стандартное значение окислительно-восстановительного (электродного) потенциала; Ео= Е, если [восст] = [ок] = 1 моль/л; n - число переданных электронов, [восст] и [ок] - молярные концентрации соединения в восстановленной и окисленной формах соответственно.  

• 
  Слайд 5

  Электродные потенциалы

  Величины стандартных электродных потенциалов Ео приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: чем положительнее величина Ео, тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Ео, тем сильнее восстановительные свойства. Например, для F2 + 2ē  2F-Ео= 2,87 вольт (F2-сильный окислитель), а для Na+ + 1ē  Na0 Ео= -2,71 вольт (Na - сильный восстановитель) Процесс всегда записывается для реакций восстановления.

• 
  Слайд 6

  Метод электронно-ионного баланса

  KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O ок.MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O  2 в.NO2- + H2O - 2ē → NO3- + 2H+ 5 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5NaNO2 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + + 1K2SO4 + 5H2O Na[Cr(OH)4] + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + H2O в. Cr(OH)4- + 4OH- - 3ē → CrO42- + 4H2O  2 ок. H2O2 + 2ē → 2OH-  3 2Na[Cr(OH)4] + 2NaOH + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 4H2O

• 
  Слайд 7

  Влияние среды на электродные потенциалы

  Окислительно-восстановительные свойства соединений зависят от характера среды. Например, окислительный потенциал KMnO4 уменьшается при переходе от кислой к нейтральной и щелочной среде: в кислой среде: MnO4-+ 5e  Mn+2 Е0= +1,51 в в нейтральной среде: MnO4- + 3e MnO2 Е0= +0,60 в в щелочной среде: MnO4-+ e MnO4-2 Е0= +0,56 в Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями в кислой среде (Е0 = +1,33 в), восстанавливаясь в Cr+3, а соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительную способность (Е0 = -0,13 в), окисляясь в соединения хрома (VI).

• 
  Слайд 8

  Э.д.с. реакции

  Окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, и характеризуется электродвижущей силой (э.д.с.) Еo: Еo = Еoок - Еoвосст, где Еoок и Еoвосст - стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции.

• 
  Слайд 9

  Связь э.д.с. реакции Е с G и К

  Э.д.с. реакции Е связана с изменением энергии G  Go  = -nFЕo или Еo  = -(1/nF)Go Э.д.с. реакции Е связана с константой равновесия К: Е  = (0,059/n)lgK и К = 10nЕ /0,059 Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться соотношения: G >1, которым соответствует условие Ео>0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение Ео. Если Ео0, реакция идет. Если Ео0, реакция не идет

• 
  Слайд 10

  Задача

  Задача. Определить возможность протекания реакции: 2KMnO4+ 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O. Решение. Окислителем является перманганат-ион MnO4-, переходящий в Mn2+, а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl2. Определяем по таблице их потенциалы: Ео(MnO4-/Mn2+) = 1,51 В и Ео(Cl2/2Cl-) = 1,36 В. Имеем Ео = Еоок - Еовосст= 1,51 - 1,36 = 0,15 в 0. Реакция возможна, так как Ео 0.