Лекция № 66rsmu.ru/fileadmin/rsmu/img/lf/coboh/educate/... · 2017-08-05 ·...

Лекция №Лекция № 66

Окислительно-восстановительные реакции.

Основы электрохимии

© Негребецкий 2008 – 2010© Негребецкий 2008 – 2010

В А ЖН Е Й Ш И Е П О Н Я Т И Я

1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).Состояние окисления. Окислители и восстановители.

Диспропорционирование. Контпропорционирование.

2. Двойственная окислительно-восстановительнаяспособность.

3. Составление уравнений окислительно-восстановительныхреакций. Метод электронного баланса. Метод

полуреакций.

4. Окислительные и восстановительные потенциалы.Возникновение двойного электрического слоя.

Электродвижущая сила. Связь с энергией Гиббса.

ОВР. Основы электрохимии 6.1 © Негребецкий 2008 – 2010ОВР. Основы электрохимии 6.1 © Негребецкий 2008 – 2010


ОВР лежат в основе методов оксидиметрии(перманганатометрия,

иодометрия, хроматометрия), используемыхв клинической

практике для определения в крови Са2+,мочевой кислоты,

холестерина, сахара, ферментов каталазы и

пероксидазы

В санитарно-гигиенической практике эти

методы используются для определения

окисляемости воды, содержания

остаточного хлора в ней, активного хлора в

дезинфицирующих средствах (хлорная

известь, хлорамины)


Окислительно-восстановительные реакции

Окислители принимают электроны, при этом их степени окисленияпонижаются. Процесс принятия электронов называется ________________,окислители в ходе реакции _________________. Типичными окислителямиявляются некоторые неметаллы (____) и некоторые соединения неметаллови металлов, в которых они проявляют ________________________________(_________)

О С Н О В Н Ы Е О П Р Е Д Е Л Е Н И Я

Восстановление:1. Удаление ОО из какого-либо вещества:2. Присоединение НН к какому-либо веществу:3. Приобретение электрона каким-либо веществом:

Окисление :1. Присоединение ОО к какому-либо веществу:

Восстановители отдают электроны и повышают свою степень окисления.Процесс отдачи электронов называется _______________________. Металлыи некоторые соединения металлов и неметаллов, в которых они проявляют

низшие степени окисления (__________) – _____________________


2. Удаление3. Потеря

Zn ®


В З Р Ы В Г Р Е М У Ч Е Г О ГА З А ( 0 5 9 )

2 H2 + O2 ® 2 H2O + 484 кДжH2 + Cl2 ® 2 HCl + 184 кДж

Cl2(г.) + 2Br–(водн.) →Окисление: 2Br–(водн.) – 2е– →Восстановление: Cl2(г.) + 2е– →

O2+ 4e– →Br2 + 2e– →

Cu2+ + 2е– →2H+ + 2e– →


О К И С Л И Т Е Л И

1.

2.

MnO4– + 8H+ + 5е– →

Fe3+ + e– →

3.

Проба на окислители

Fe(тв.) + Cu2+(водн.) →Окисление: Fe(тв) – 2е–→Восстановление: Сu2+ + 2е–(водн.) →

С(тв) + 2CuO(тв) →

3CO(г) + Fe2O3(тв) →

F e 2 + →S O 3

2 – + H 2 O →


ВОССТАНОВИТЕЛИ

Металлы

Неметаллы

Ионы, содержащие элемент с низкой степенью окисления

Пробы на восстановители

РА З Л О Ж Е Н И Е Д И Х Р О М АТА А М М О Н И Я ( 1 5 8 )


(N–3H4)+12 Cr+6

2O7® Cr+32O3 + N0

2 + 4 H2O

H2O2(водн.) + 2H+(водн.) + 2е– →

H2O2(водн.) + 2H+(водн.) + 2I–(водн.) →

H2O2(водн.) →

5H2O2(водн.) + 2MnO4–(водн.) + 6H+(водн.) →


ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ: ДВОЙСТВЕННАЯ СПОСОБНОСТЬ

Fe(тв) + CuSO4 (водн.) ®

Fe0 + Cu2+ ®


ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ В РЕЗУЛЬТАТЕ ОВР

Fe(тв) + Cu2+ (водн.) ® Сu (тв) ¯ + Fe2+ (водн.)

восстановление

окисление

Полная реакция: Zn(тв.) + PbSO4(водн.) →Ионная реакция: Zn(тв.) + Pb2+(водн.) →Полуреакция окисления : Zn(тв.) – 2e–→Полуреакция восстановления : Pb2+(водн.) + 2e– →


ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Реакции замещения (вытеснения)

Ионная реакция: 2Na(тв.) + Cl2(г.) →Полуреакция окисления: 2Na(тв.) – 2e–→Полуреакция восстановления: Cl2(г.) + 2e– →

Реакции металлов с неметаллами (реакции соединения)

Диспропорционирование

3HNO2 (водн.) → HNO3 (водн.) + 2NO (г) + H2O (ж)

Конпропорционирование

Полная реакция: SO2 + 2H2S →Полуреакция окисления: S–2 – 2e– →Полуреакция восстановления: S+4(г.) + 4e– →

Зарядыслева справа

а) Mg(тв) + 2H+ → Mg2+(водн.) + H2(г) 2+ 2+б) 2Br–(водн.) → Br2(водн.) + 2е– 2– 2–в) 2Na(тв.) → 2Na+(водн.) + 2е– 0 (2+) + (2– ) = 0


ОПРЕДЕЛЕНИ Е СТЕХИОМЕТРИЧ ЕСК ИХ КОЭФФИЦИЕНТОВ

Правило 1. В любом ионном уравнении должно соблюдаться сохранениезарядов

Правило 2. Число электронов, теряемых в полуреакции окисления, должно бытьравно числу электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции

0 2+ 0 2+

Fe (тв) + CuSO4 (водн.) → Cu (тв) + FeSO4 (водн.)восстановлениеизменение = –2

окислениеизменение = +2

K2Cr2O7 + HI + HClO4 → KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O1. Степени окисления

2. Коэффициенты

3. Уравниваем число ионовметаллов, не меняющихстепень окисления4. Уравниваем число анионовне меняющихстепень окисления5. Уравниваем число атомовводорода

K2Cr2O7 + HI + HClO4 → KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O

6. Проверка правильности уравнивания числа атомов кислорода: 39 = 39

М Е Т О Д У Ч Е ТА И З М Е Н Е Н И Й С Т Е П Е Н Е Й О К И С Л Е Н И Я( М Е Т О Д Э Л Е К Т Р О Н Н О Г О Б А Л А Н С А )


Пример 6.10 +1+6-2 +3 +6 -2 0

Al + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2

Пример 6.20 +6 +4 +4C + 2 H2SO4 ® CO2 + 2 SO2 + 2 H2O

Пример 6.30 +6 +2 +4

Cu + 2 H2SO4 ® CuSO4 + SO2 + 2 H2O


K2Cr2O7 + HI + HClO4 → KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O

3. Сбалансируем число атомов в уравнении каждой полуреакции:

4. Сбалансируем заряды, добавляя необходимое число электронов:

5. Полуреакции умножаются на коэффициенты, которые позволяютуравнять число электронов, переносимых в каждой из них:


М Е Т ОД С О С ТА В Л Е Н И Я П О Л У Р Е А К Ц И Й( М Е Т О Д Э Л Е К Т Р О Н Н О - И О Н Н О Г О Б А Л А Н С А )

Добавляем НДобавляем Н++ и Ни Н22О, если реакции протекают в кислой среде, илиО, если реакции протекают в кислой среде, илиНН22О и ОНО и ОН––, если реакции протекают в щелочной среде, если реакции протекают в щелочной среде

6. Сложим уравнения двух полуреакций, исключая из левой иправой частей суммарного уравнения полной реакции одинаковые

частицы:6е– + Cr2O7

2– + 14 Н+ ® 2 Cr3+ + 7 H2O6 I– ® 3 I2 + 6е–

7. Проверяем выполнение правил 1 и 2.

8. Завершаем уравнениe введением в него ионов-наблюдателей игруппируем ионы, образующие известные частицы.


Пример 6.4

Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и аммиаком,в которой образуются KNO3, MnO2, KOH и вода.

Решение

а) С учетом изменения степеней окисления.

Проверяем сбалансированность по кислороду: 32 = 32


Решение

б) Составлением полуреакций.

КMnO4 + NH3 ®

MnO4– + NH3 ®

MnO4– ® MnO2 (восстанавливается) MnO4

– + 2H2O ®NH3 ® NO3

– (окисляется) NH3 + 9OH– ®

3e– + MnO4– +2H2O ® MnO2 + 4OH– • 8

NH3 + 9OH– ® NO3– + 6H2O + 8e– • 3

24e– + 8MnO4– + 16H2O + 3NH3 + 27OH–®

8MnO4– + 3NH3®

8KMnO4 + 3NH3®


Zn + H2SO4(разбавл.) → ZnSO4 + H2, окислитель Н+

Zn + 4H2SO4(конц.) → 3ZnSO4 + S + 4H2O, окислитель S

На холоду: Cl2 + 2KOH →

При нагревании: Cl2 + 6KOH →

Без катализатора: 4NH3 + 3O2 →

С катализатором: 4NH3 + 5O2 →


ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА ПРОТЕКАНИЕ ОВР

1.1. КислаяКислая средасреда

КMnO4 + 5Na2SO3 +3H2SO4 →

MnO4– + 8H+ + 5e– → Mn2+ + 4H2O •2

SO32– + H2O –2e– → SO4

2– + 2H+ •5

22.. Нейтральная средаНейтральная среда

КMnO4 + 5Na2SO3 +H2O →

MnO4– + 2H2O + 3e– → MnO2 + 4OH– •2

SO32– + H2O –2e– → SO4

2– + 2H+ •3

33.. Щелочная средаЩелочная среда

КMnO4 + 5Na2SO3 +KOH →

MnO4– + e– → MnO4

2– •2SO3

2– + H2O –2e– → SO42– + 2H+



НАПРАВЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

MeD

Mez+ + mH2O D

Me + mH2O D

Cu2+ + 2e– D Cu

Окислительно-восстановительная пара

ZnD Zn2+ + 2e–


Zn|Zn2+||Cu2+|Cu

K Ca Mg Al Mn Zn Cr Fe Pb (H) Cu Hg Ag Pt

Ряд активности металлов

Активные металлы Неактивные металлыОтдают электроны Принимаютэлектроны

1. Платиновый электрод.2. Подводимый газообразный водород.

3. Раствор кислоты (обычно HCl), в которомконцентрация H+ = 1моль/л.

4. Водяной затвор, препятствующий попаданию кислорода.5. Электролитический мост


О К И С Л И Т Е Л Ь Н О - В О С С ТА Н О В И Т Е Л Ь Н Ы Е П ОТ Е Н Ц И А Л Ы

ОкислительноОкислительно--восстановительный (восстановительный (редоксредокс) потенциал) потенциал (E, j) реакциихарактеризует способность протекания реакции следующего типа:

→→

по сравнению со стандартной реакцией, которой приписан нулевойокислительный потенциал:

Потенциал –

http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A4%D0%B0%D0%B9%D0%BB:Standard_hydrogen_electrode_2009-02-06.svg

При взаимодействии двух сопряженных ОВ пар окислителем всегда будетокисленная форма той пары, потенциал которой имеет более положительное

значение

ОкислительВосстановитель


ОВР всегда самопроизвольно протекают в сторону превращения сильногоокислителя в

ЭДС (x) ОВР

Стан дартн ые потен циалы соответствуют следующим услови ям :


ОВ - система E0Ox/Red, В

MnO4– + 8 H+ + 5 e– ® Mn2+ + 4 H2O +1.510

Cl2 + 2 e– ® 2 Cl– +1.360

Ag+ + e– ® Ag +0.799

Fe3+ + e– ® Fe2+ +0.771

I2(s) + 2 e– ® 2 I– +0.536

Cu2+ + 2 e– ® Cu +0.337

2 H+ + 2 e– ® H2 0.000

Fe2+ + 2 e– ® Fe –0.440

Zn2+ + 2 e– ® Zn –0.763

Al3+ + 3 e– ® Al –1.662

ОВ потенциалы некоторых систем при 298 К

•Позволяет создать в патологическом очаге высокуюконцентрацию лекарственных веществ

•Обеспечивает подведение лекарственного веществак патологическому очагу

•Вводимые лекарства практически не вызываютпобочных реакций

•Обеспечивает пролонгированное действие лекарства

•Безболезненен, не сопровождается повреждениемкожи и слизистых, не вызывает неприятныхощущений

• Фармакотерапевтическое действие лекарств можетзаметно усиливаться вследствие введения

их в ионизированном состоянии и на фонегальванизации


М Е Д И К О - Б И О Л О Г И Ч Е С К О Е З Н АЧ Е Н И ЕЭ Л Е К Т Р О Ф О Р Е З А

http://www.idmitrov.ru/userpics/904/apteka.jpg

http://www.doctor-zdorovie.ru/images/stories/knopki/elektrovorez1.jpg

Лекция № 66rsmu.ru/fileadmin/rsmu/img/lf/coboh/educate/... · 2017-08-05 ·...

Documents

Transcript of Лекция № 66rsmu.ru/fileadmin/rsmu/img/lf/coboh/educate/... · 2017-08-05 ·...