Окислительно-восстановительные реакции Электрохимия 1. Основные понятия

Скачать презентацию Окислительно-восстановительные реакции   Электрохимия 1. Основные понятия Скачать презентацию Окислительно-восстановительные реакции Электрохимия 1. Основные понятия

Окислительно-восстановительные реакции..ppt

  • Количество слайдов: 24

>Окислительно-восстановительные реакции   Электрохимия 1. Основные понятия 2. Составление уравнений окислительно- восстановительной реакции Окислительно-восстановительные реакции Электрохимия 1. Основные понятия 2. Составление уравнений окислительно- восстановительной реакции 3. Типы окислительно-восстановительных реакций 4. Общие представления о электрохимии 5. Химические источники тока. Гальванические элементы

>Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов к другим. Степень окисления (с. о. ) - условный заряд, возникающий у атомов в результате перемещения электронов от атома к атому при образовании молекулы (обозначается цифрой со знаком «+» или « » ).

> Важнейшие окислители и восстановители • К числу сильных окислителей относятся: галогены  (Fe Важнейшие окислители и восстановители • К числу сильных окислителей относятся: галогены (Fe 2, Cl 2, Br 2, I 2), оксид марганца Mn. O 2, перманганат калия KMn. O 4, манганат калия K 2 Mn. O 4, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr. O 3, хромат калия K 2 Cr. O 4, бихромат калия K 2 Cr 2 O 7, азотная кислота HNO 3 и ее соли, кислород О 2, озон О 3, перекись водорода Н 2 О 2, концентрированная серная кислота Н 2 SО 4, оксид меди (II) Сu. О, оксид серебра Ag 2 O, оксид свинца Рb. О 2, гипохлориты (например, Na. Cl. O) и другие соединения. • Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: Н 2, С, оксид углерода СО, сероводород Н 2 S, оксид серы SО 2, сернистая кислота Н 2 SО 3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn. Cl 2, сульфат железа (II) Fe. SO 4.

> Правила определения с. о. : а) степень окисления простых веществ равна нулю. б) Правила определения с. о. : а) степень окисления простых веществ равна нулю. б) алгебраическая сумма с. о. атомов входящих в молекулу равна нулю, а в сложных ионах заряду иона. Например: с. о. (HNO 3)= c. о. (Н) + с. о. (N) + 3 с. о. (О) = -2 1+5+3∙(-2)= 0; с. о. (SO 4 )= с. о. (S) +4 с. о. (О) =+6+4 (-2)= -2; в) Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочно-земельные, а также Zn (+2), F(-1). г) с. о. Н всегда составляет +1 за исключением гидридов металла, где она равна (-1) например в Na. H, Ca. H 2. д) с. о. кислорода всегда (-2), кроме пероксидов H 2 O 2, Na 2 O 2 где она равна (-1) и соединения OF 2 где она равна (+2). е) Положительная с. о. элемента не может превышать номер группы периодической системы элементов, в которой помещен данный элемент, например KCl. O 4, K 2 Cr 2 O 7, где с. о. Cl = +7, а с. о. Cr = +6. -3 +1 -2 +1 0 +2 -2 +1 +5 -2 +1 +3 -2 N H 3 , N 2 H 4 , N 2, N O , H N O 3 , H N O 2

>Окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов: окисления и восстановления. Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся Окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов: окисления и восстановления. Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО. 0 Са + 2 HCl = Са. Cl 2 + Н 2 Са - 2 e = Са +2 Вещества отдающие свои электроны называются восстановителями.

>Восстановление - процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления     +1 Восстановление - процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления +1 0 Са + 2 HCl = Са. Cl 2 + Н 2 2 Н + 2 е = Н 2 Вещества, которые принимают электроны называются окислителями

>Типы окислительно-восстановительных реакций.  Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления. Типы окислительно-восстановительных реакций. Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления. Межмолекулярные – это реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): +4 -1 +2 0 Mn O 2 + 4 HCl = Mn Cl 2 + 2 H 2 O. Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а другие - восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II): +5 -2 -1 0 2 KCl O 3 = 2 KCl + 3 O 2

>  В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества в результате В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества в результате реакции являются и окислителем и восстановителем. Например, растворение хлора в воде: 0 +1 -1 Cl 2 + H 2 O = HCl O + HCl

> Составление уравнений окислительно-  восстановительной реакции  Правила составления ОВР: а) записывают реакции Составление уравнений окислительно- восстановительной реакции Правила составления ОВР: а) записывают реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции; б) определяют с. о. элементов в исходных веществах и продуктах реакции; в) находят окислители и восстановители и составляют электронные полуреакции. По ним находят коэффициенты для окислителя и восстановителя; г) уравнивают металлы; д) уравнивают кислотные остатки; е) уравнивают водород; ж) проверяют по кислороду.

> +1  +7 -2 +1 +6 -2   +1 +4 -2 K +1 +7 -2 +1 +6 -2 +1 +4 -2 K Mn O 4 + H 2 S O 4 + Na 2 S O 3 = +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2 K 2 S O 4 + Mn S O 4 + Na 2 S O 4 + H 2 O +7 +2 Mn + 5 e = Mn +5 e 2 - окислитель, восст-ние -2 e 10 5 - восстановитель, ок-ние +4 S - 2 e = S +6 2 KMn. O 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 = K 2 SO 4 + 2 Mn. SO 4 + 5 Na 2 SO 4 + 3 H 2 O

> • Регенерация кислорода в подводных лодках,  космических кораблях 2 CO 2 + • Регенерация кислорода в подводных лодках, космических кораблях 2 CO 2 + 2 Na 2 O 2 = O 2 + 2 Na 2 CO 3 • Надувание спасательных жилетов, поднятие антенн радиопередатчиков при авариях на воде Li. H + H 2 O = H 2 + Li. OH • Получение металлов из оксидов WO 3 + H 2 = W + 3 H 2 O V 2 O 5 + 5 Ca = 2 V + 5 Ca. O Cr 2 O 3 + 2 Al = 2 Cr + Al 2 O 3

>   Электрохимия - это раздел химии изучающий взаимные превращения химической и электрической Электрохимия - это раздел химии изучающий взаимные превращения химической и электрической форм энергии. Гальванические Два электрода Ионный проводник элементы (электролит).

>Анод - окисление - отдача электронов Катод - восстановление - прием электронов Анод - окисление - отдача электронов Катод - восстановление - прием электронов

>двойной электрический слой двойной электрический слой

>Электрический потенциал - энергия, которую необходимо затратить (положительный потенциал) или которую можно получить (отрицательный Электрический потенциал - энергия, которую необходимо затратить (положительный потенциал) или которую можно получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку.

>Активный металл   Малоактивный металл Разность (скачок) потенциалов, возникающая между металлом и жидкой Активный металл Малоактивный металл Разность (скачок) потенциалов, возникающая между металлом и жидкой фазой, называется электродным потенциалом

>Гальванический элемент Даниэля-Якоби     Якоби Борис Семёнович    (Мориц Гальванический элемент Даниэля-Якоби Якоби Борис Семёнович (Мориц Герман) 1801 -1874 г. г. 0 +2 Zn Zn + 2 e Cu 0 Cu +2 + 2 e

>При работе ГЭ протекают процессы:  0 - анод Zn - 2 e Zn+2 При работе ГЭ протекают процессы: 0 - анод Zn - 2 e Zn+2 (окисление) +2 0 - катод Cu + 2 e Cu (восстановление) - движение электронов во внешней цепи от цинка к меди -2 - движение ионов SO 4 к аноду - движение Zn+2 и Cu +2 к катоду. Zn + Cu. SO 4 = Cu +Zn. SO 4 е - Zn/Zn. SO 4//Cu. SO 4/Cu +

>Электродвижущая сила элемента (ЭДС) ЭДС элемента равна разности равновесных электродных потенциалов катода и анода. Электродвижущая сила элемента (ЭДС) ЭДС элемента равна разности равновесных электродных потенциалов катода и анода. Е = Cu - Zn = 0, 34 – (-0, 76) = 1, 1 В. 0 - это электродные потенциалы измеренные при Т=298 К и концентрации ионов металла в растворе равной 1 моль/л. 0 + 2 Н /Н 2 =0

>Электрохимический ряд напряжения металлов - это последовательность металлов расположенных в ряд по мере возрастания Электрохимический ряд напряжения металлов - это последовательность металлов расположенных в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов. Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H 2, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au. 1. чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов; 2. металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т. е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот; 3. каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.

> 0 ΔG  - энергия. Гиббса ОВР z - число электронов участвующих в 0 ΔG - энергия. Гиббса ОВР z - число электронов участвующих в ОВР 4 F - число Фарадея, равное 9, 65 10 Кл/моль

> Виды химических источников тока Гальванические элементы - одноразового действия, работающие до израсходования заполненных Виды химических источников тока Гальванические элементы - одноразового действия, работающие до израсходования заполненных в них реагентов. Восстановители - аноды - Zn , Li , Mg Окислители - оксиды и сульфаты металлов, О 2. (-)Zn / NH 4 Cl / Mn. O 2(+) А: Zn 0 – 2 e = Zn+2 К: 2 Mn+4 – 2 e = 2 Mn+2 Zn + 2 Mn. O 2 + 2 NH 4 Cl = [Zn(NH 3)2]Cl 2 + 2 Mn(OH)2. Е =1, 2 В. Удельная мощность 50 Вт-ч/кг (фонарики, бытовая электроника).

>Топливные элементы - химические источники тока, в которых окисление и восстановление непрерывно подается к Топливные элементы - химические источники тока, в которых окисление и восстановление непрерывно подается к электродам, т. е. могут работать беспрерывно. Восстановители - H 2 , CH 4 , CH 3 OH. Окислитель - кислород воздуха. (−) H 2, Ме | КОН | Ме, О 2 (+) А : Н 2 +2 ОН- - 2 е = 2 Н 2 О К : 1/2 О 2 + Н 2 О + 2 е = 2 ОН

>Аккумуляторы - источники тока, в которых химическая энергия превращается в электрическую энергию, а электрическая Аккумуляторы - источники тока, в которых химическая энергия превращается в электрическую энергию, а электрическая энергия снова в химическую. Свинцовый аккумулятор Pb / Pb. SO 4 / Pb. O 2 Pb + Pb. O 2 + 2 H 2 SO 4 = 2 Pb. SO 4 + 2 H 2 O При разрядке: (Pb 0 – 2 e = Pb+2) на аноде, а Pb. O 2 восстанавливаясь на катоде (Pb+4 + 2 e = Pb+2) превращается в Pb. SO 4. Разрядка: Pb и Pb. O 2 Pb. SO 4 анод, катод Зарядка: Pb. SO 4 Pb и Pb. SO 4 Pb. O 2 ЭДС = 1, 8 -2 В. Удельная мощность 20 -30 Вт ч/кг.