коррозии металов. презентация химия. Окислительновосстановительные реакции
 Скачать 1.35 Mb.
|
Окислительно-восстановительные реакцииВыполнил: Студенты гр17-21МСТ и Ар Журабоев Ахрорхон Суюнбеков Султонбек Классификация реакцийВсе химические реакции можно разделить на 2 группы, в одних реакциях степень окисления атомов остается неизменной (обменные реакции), а в других реакциях она меняется – это окислительно-восстановительные реакции. Протекание их связано с переходом электронов от одних атомов (ионов) к другим. Процесс отдачи электронов - окисление, сопровождается увеличением положительной степени окисления или уменьшением отрицательной. Процесс принятия электронов - восстановление, сопровождается уменьшением положительной степени окисления или увеличением отрицательной. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Окисление всегда сопровождается восстановлением. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления. Окислители это:простые вещества, атомы которых обладают большой величиной электроотрицательности. Это элементы VII, VI, V групп главных подгрупп, из них наиболее активные – фтор, кислород, хлор. сложные вещества, катионы которых находятся в высшей степени окисления. Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4. сложные вещества, в анионах которых атом металла или неметалла находятся в высшей степени окисления Например: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4. Восстановители- это:Элементы I, II, III групп главных подгрупп. Например: Na, Zn, H2, Al. Сложные вещества, катионы которых находятся в низшей степени окисления. Например: SnCl2, FeCl2 . Сложные вещества, у которых анионы достигают предельной отрицательной степени окисления. Например: KI, H2S, NH3 . Вещества, ионы которых находятся в промежуточных степенях окисления могут быть как окислителем, так и восстановителем Например: Na2SO3 . Мерой восстановительных свойств служит величина энергии ионизации (это энергия, необходимая для последовательного отделения электронов от атома.) Три типа окислительно-восстановительных реакций.- межмолекулярные, - внутримолекулярные, - диспропорционирования - В межмолекулярных ОВР элементы окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Например: SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2 2 Fe 3+ + e = Fe 2+ - восстановление 1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+ - окисление происходят с изменением степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле. Например: 2 КClO3 → 2KCl + 3O2 2 Cl5+ + 6e = Cl - - восстановление 3 2О2- - 4е- = О2 - окисление Внутримолекулярные реакции Реакции диспропорционированияпротекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. 3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O 2 N 3+ + e = N 2+ - восстановление 1 N 3+ - 2е = N 5+ - окисление Влияние среды на характер протекания ОВР- ОВР могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н3О+ - ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток ОН- - ионов). В зависимости от среды может меняться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степени окисления атомов. Рассмотрим несколько примеров.1. KMnO4 (перманганат калия) является сильным окислителем, в сильнокислой среде восстанавливается до ионов Мn2+, в нейтральной среде - до MnO2 (оксида марганца IV) и в сильно щелочной среде - до МnО42- (манганат-иона). Окисленная Восстановленная форма форма Н3О+ Мn 2+ (бесцветный р-р) KMnO4 Н2О MnO2 (бурый осадок) ОН- МnО42- (зеленый р-р) Схематично: Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водородаПероксид водорода как окислитель. Н – О Н + 2Н2О Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О | + Н – O ОН- 2ОН- Н2О2 + 2е = 2ОН- Пероксид водорода как восстановитель. Н – О Н + O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+ | + Н – O ОН- O2 + 2Н2О; Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О73. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия К2Сr2О7 - сильные окислители. В кислых и щелочных растворах соединения Сr(III) и Сr(VI) существуют в разных формах. Окисленная Восстановленная форма форма Cr2O72- + H3O+ 2 Cr 3+ CrO42- + OH- Cr(OH)3, CrO2-, [Cr(OH)6]3- К2Сr2О7Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).Реакции, протекающие в кислой среде. Правило: если реакция протекает в кислой среде, то можно оперировать ионами Н3О+ (Н+) и молекулами воды. Ионы Н3О+ (Н+) записывают в той части уравнения полуреакции, где есть избыток кислорода, молекулы воды записывают соответственно в той части, где кислорода нет или есть недостаток его. Причем количество Н3О+ (Н+) берется в два раза больше, чем количество избыточных атомов кислорода. Пример 1. КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + … ок вос среда Решение 2 MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 5 SО32- + Н2О – 2е = SО42- + 2Н+ 2MnО4- +16H++5SО32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+ 2КMnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 = 2MnSO4 + К2SO4 +5Na2SO4 + 3H2O КMnО4 –окислитель, вос-ся; Nа2SО3 –восстановитель, окис-ся Пример 2.Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + … ок. вос. среда Решение. 1| Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O 3| 2Br- - 2e = Br2 Cr2O72- + 14H+ + 6Br- = 2Cr3+ + 7H2O + 3Br2 Na2Cr2O7 + 6KBr + 7 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 3 К2SO4 + Na2SO4 + 7H2O Na2Cr2O7 - окислитель, восстанавливается; KBr - восстановитель, окисляется. Реакции, протекающие в щелочной среде.Правило: если реакция протекает в щелочной среде, то можно оперировать ионами ОН- и молекулами воды. Ионы ОН- записываются в той части уравнения полуреакции, где есть недостаток кислорода, молекулы воды записываются соответственно в той части, где кислорода больше. Причем, на каждый недостающий атом кислорода записывают два иона ОН-. Пример 1.Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + … вос. ок. среда Решение. 3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH- 1 | Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O 3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O Cr2O3 - восстановитель, окисляется; KNO3 - окислитель, восстанавливается. Пример 2.КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + … ок. вос. среда Решение. 2 | MnO4- + 1e = MnO4 2- 1 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O 2MnO4- + SO3 2- + 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O 2 KМnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2О Реакции, протекающие в нейтральной среде.Правило: если реакция протекает в нейтральной среде, следует оперировать только молекулами воды. Причем избыток кислорода в окислителе связывается молекулами воды, за счёт ионов Н3О+ (Н+), на каждый избыточный атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ОН- - ионы и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции. Недостаток кислорода восстановитель восполняет из молекул воды за счет ОН- - ионов, на каждый недостающий атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ионы Н3О+ (Н+) и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции. Пример 1.KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + … ок. вос. Решение. 2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH- 3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+ 2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42- 2KMnO4 +3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH КMnО4–окислитель, вос-ся; Nа2SО3–восстановитель, окис-ся Пример 2.MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + … вос. ок. среда Решение. 2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH- 3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+ 2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+ 3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4 MnSO4 - восстановитель, окисляется; KMnO4 – окислитель, восстанавливается. Теория возникновения равновесных электродных и окислительно-восстановительных потенциалов Определение направления окислительно-восстановительного процесса Механизм возникновения электродного потенциалаМе Меn+ + n e При погружении металла в воду…Ме + m Н2О Меn+(Н2О)m+n e Ме +m Н2О Меn+ (Н2О)m+ n e Меn+(Н2О)m+ne Ме + m Н2О Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называетсяравновесным электродным потенциалом.Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут аналогичными.Для сравнения электродных потенциалов различных металлов выбирают стандартные условия: температура - 250 С, давление - 101,3 кПа, активность одноименного иона - 1 моль/л. Разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором в таких условиях называется стандартным электродным потенциалом. Zn Cu Стандартный электродный потенциалСтандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используют нормальный водородный электрод (нвэ):H2 2H+ + 2e Pt (H2) | 2H+ Н2 Платиновый электрод, покрытый платиновым порошком, в водном растворе кислоты с с(Н+) = 1 моль/л и омываемый газообразным водородом (р = 1 атм) при 298 К Ряд стандартных электродных потенциалов металловLi Ba Na Zn Fe Pb H2 Cu Ag Au -3,04 -2,90 -2,71 -0,76 -0,44 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,5 Li+ Ba2+ Na+ Zn2+ Fe2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Ag+ Au3+ Величина потенциала в реальных условиях рассчитывается по уравнению Нернста: Переходной множитель от ln к lg Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:=0 Хлорсеребряный электрод (ХСЭ)Ag, AgCl | KCl Электрод второго рода При погружении в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться активностью аниона в растворе. AgCl Ag KCl Ag Ag+ + e (1) AgCl Ag+ + Cl- (2) KCl K+ + Cl- (3) Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. [Ag+] в этих условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал, возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста: Ks 0,222 [Cl-] [Ag+] E х.с.Значение потенциала хлорсеребряного электрода при разных концентрациях водного раствора KCl при Т= 298 К Гальванические элементыИзометаллические Биметаллические Гальванический элемент (биметаллический)Анод: Zn - 2e = Zn2+ Катод: Cu2++2e = Cu Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu -Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu + Граница раздела фаз Устранен диффузионный потенциал р-р ZnSO4 р-р CuSO4 Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)Анод: ZnZn2+(0,1н) +2e Катод: Zn2+(1н) +2e Zn Zn2+(1н) Zn2+(0,1н) - Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn + p-p ZnSO4 0,1 н (a1) p-p ZnSO4 1 н (a2) a1 < a2 Окислительно-восстановительные потенциалыFe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е ( Pt пл-ка) Red Ox + ne Red - восстановленная форма Ox – окисленная форма Уравнение Нернста: Стандартный ОВ потенциал FeCl2 , FeCl3 Pt ОВ потенциал зависит от:температуры природы окислителя и восстановителя концентрации окисленной и восстановленной форм рН среды Стандартный ОВ потенциалЭДС ГЭ, составленного из окислительно-восстановительной системы, содержащей окисленную и восстановленную формы в концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ системы Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+, то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В. MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л а(H+)= 1 моль/л В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста:Чем больше стандартный ОВ потенциал системы, тем в большей степени выражены ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например, MnO4-/Mn2+ E0= 1,51 B Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B 2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КClПри замыкании цепи в левом полуэлементе идет процесс окисления - I- отдавая электроны платине, превращаются в I2, в результате пластинка заряжается условно отрицательно. В правом полуэлементе Fe3+ забирает электроны с пластинки превращаясь в Fe3+ , пластинка заряжается условно положительно. Система стремится выровнять заряды на пластинках за счет перемещения электронов по внешней цепи. 2I- -2eI2 I2 | 2I- Fe3++e Fe2+ Fe3+ | Fe2+ Pt Pt KI FeCl3 e e e Ионоселективные электродыСтеклянный электродR(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+ мембрана раствор мембрана раствор AgAgCl, 0,1 M HCl стекло H+,раствор 1 2 3 стекл.= 1+ 2+ 3 1- потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода (const) 2- потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (const) 3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (переменная) 1+ 2 = К стекл.= К + 0,059 lg a(H+) или стекл.= К - 0,059 рН Стеклянный корпус электрода Внутренний р-р 0,1 М НCl ХСЭ Электродное стекло (мембрана) Определение рН в лабораторном практикуме
Е цепи= Е х.с. – Е ст. Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН К измерительному прибору БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ !БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ ! |