Окислительно-восстановительные процессы

1.

Лекция № 6
Окислительно-восстановительные
процессы
1.​ Понятие степени окисления.
2. Способы выражения концентрации растворов.
3. Коллигативные свойства растворов.
4. Основные положения теории электролитической диссоциации.
5. Количественные характеристики процесса диссоциации.
6. Степень электролитической диссоциации. Классификация
растворов по величине α.
7. Закон разбавления Оствальда.
8. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный
показатель.
9. Гидролиз, сущность процесса.
10. Произведение растворимости.
1

2.

ТИПЫ РЕАКЦИЙ
2

3.

Степень окисления
1. Окислительно-восстановительные реакции –
это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних
атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в
результате которых изменяются степени окисления элементов.
2. Степень окисления – это заряд атома элемента в соединении,
вычисленный из условного предположения, что все связи в
молекуле являются ионными.
3. Правила определения степеней окисления
0
0
0
0
1 1
0
1 1
H Cl 1... 1 0
NO 3
0
-1
-3
-2
2 1
Na H, Сa H 2 .
H 2 , Cl2 , O 2 , C, Me
1 1
2 1
H 2 O 2 , Ba O 2
2 1
O F2
5 2
( N O 3 ) 1 5 3 ( 2) 1
N 2 , N H 3 , N 2 H 4 , N H 2 OH .
3

4.

Степень окисления
4

5.

Окисление и восстановление
5

6.

Окисление и восстановление
• Число электронов, отдаваемых атомами восстановителя (калия),
равно числу электронов, присоединяемых молекулами
окислителя (хлора). Поэтому одна молекула хлора может
окислить два атома калия.
6

7.

Окислители и восстановители
7

8.

Окислители и восстановители
8

9.

Окислительно-восстановительная
двойственность
степень окисления азота в соединениях изменяется в пределах
от (– 3) до (+5)
9

10.

Окислительно-восстановительная
двойственность
10

11.

Метод электронного баланса
11

12.

Ионно-электронный метод
(полуреакций)
12

13.

Ионно-электронный метод
(полуреакций)
13

14.

Ионно-электронный метод
(полуреакций)
14

15.

Ионно-электронный метод
(полуреакций)
15

16.

Типы Red/Ox реакций
3
3
0
N H N O N 2 4H 2 O
4 2
в ль ок ль
16

17.

Типы Red/Ox реакций
17

18.

Типы Red/Ox реакций
18

19.

Типы Red/Ox реакций
4. Окислительно-восстановительные реакции с участием
более двух элементов изменяющих степень окисления
FeS2 + HNO3 = Fe2(SO4)3 + NO + …
2FeS2+10НNО3 = Fe2(SO4)3 + 10NО + Н2SO4 + 4H2O
19

20.

Влияние факторов
20

21.

Влияние факторов
21

22.

Влияние факторов
22

23.

Энергетикa Red/Ox процессов
Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса
является неравенство ∆G° < 0, то это возможно, когда n·F·ε° > 0. Если
n и F числа положительные, то необходимо, чтобы ε° > 0, а это
возможно, когда Е°ок > Е°в. Отсюда следует, что условием
самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной
реакции является неравенство Е°ок > Е°в
23

24.

Энергетикa Red/Ox процессов
24

25.

Энергетикa Red/Ox процессов
n 10 (1,52 0,77)
lg K c
127,
0,059
0,059
Кс = 10127
25

26.

Электродный потенциал
26

27.

Электродный потенциал
27

28.

Электродный потенциал
28

29.

Электродный потенциал
29

30.

Электродный потенциал
30

31.

Электродный потенциал
31

32.

Электродный потенциал
32

33.

Электродный потенциал
33

34.

Электродный потенциал
34

35.

Электродный потенциал
35

36.

Гальванические элементы
Е0Zn / Zn2+ = -0,76 В, Е0 Cu / Cu2+ = 0,34 В
А (-) Zn 0 - 2ē = Zn 2+ окисление
К (+) Сu 2+ + 2ē = Сu 0 восстановление
Zn + СuSО4 = ZnSО4 + Сu
А (-) Zn | ZnSО4 || СuSО4 | Cu (+) К
∆Е = Е0 Cu / Cu2+ – Е0Zn / Zn2+ = 0,34 – ( - 0,76) = 1,1 В
36

37.

Гальванические элементы
∆Е = (0,059 / z) lg C2 / C1
37

38.

Электролиз
Электролиз — физико-химический процесс,
состоящий в выделении на электродах
составных частей растворённых веществ или
других веществ, который возникает при
прохождении электрического тока через раствор
либо расплав электролита
38

39.

Электролиз
39

40.

Электролиз
1. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной
кислотой, например, NaCl
2. Электролиз водного раствора соли образованной активным металлом и
кислородосодержащей кислотой
40

41.

Электролиз
3. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и
кослородосодержащей кислотой
4. Электролиз соли, образованной малоактивным металлом и безкислородной кислотой
41

42.

Электролиз
5. Электролиз водного раствора щелочи и кислоты
42

43.

Электролиз
6. Электролиз раствора соли малоактивного металла с растворимым анодом
43

44.

Электролиз
7. Соль образована металлом, стоящем в раду напряжений после алюминия до водорода
Законы электролиза
m=kQ
(1)
где: m – масса
образовавшегося или
подвергшегося превращениям
вещества, г; Q - количество
электричества, Кл; А-ч. Так
как Q=I*t, то m=kIt, где I сила тока, А;
t – время электролиза, с, ч;
44

45.

Законы электролиза
для выделения одного эквивалента вещества необходимо затратить 96484 Кл (26,8
А*ч) электричества. Эту величину называют постоянной Фарадея.
45

46.

Электрохимическая коррозия
46

47.

Электрохимическая коррозия
47

48.

Электрохимическая коррозия
48

49.

Электрохимическая коррозия
49

50.

Электрохимическая коррозия
диаграммами Пурбе
50