Oksido reakcijos. Pristatymas su chemija tema "oksidacinės-oksidacinės reakcijos"

Oksidacija yra procesas, kai atomas, molekulė ar jonas atsisako elektronų. Atomas pervyniojamas į teigiamus jono įkroviklius: zn 0 - 2e zn 2+ neigiamai įkrovėjai jono Stanniy atomo: 2Cl - -2e Cl 2 0 s 2--2e S 0 Teigiamai įkrauto jono (atomo) dydis zbilshu yra viddoviškai į ivs skaičių, + + + + + + + + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Atnaujinimas yra elektronų pridėjimo prie atomo, molekulės ar jono procesas. Atomas virsta neigiamo krūvio jonu S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Teigiamai įkrauto jono (atomo) reikšmė kinta atitinkamai nuo pridėtų elektronų skaičiaus: Mn e Mn +2 S e S +4 arba jis gali virsti neutraliu atomu: H + + e H 0 Cu e Cu 0

Medžiagos yra atomai, molekulės arba jonai, duodantys elektronus. ORR procese oksiduojasi smarvės Tipinės rūšys: metalų atomai su dideliu atominiu spinduliu (I-A, II-A grupės), taip pat Fe, Al, Zn, paprasti nemetalai: vanduo, anglis, boras. neigiamo krūvio jonai: Cl, Br, I, S 2, N 3. Jie nėra fluoro jonų F kilmė. Metalų jonai apačioje: Fe 2+, Cu +, Mn 2+, Cr 3+; lankstymo jonai ir molekulės, kurios išdėsto atomus su tarpiniu vienetu: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 ir kt.

Oksidatoriai yra atomai, molekulės arba jonai, kurie įgyja elektronus. Smarvė atnaujinama ORR proceso metu Tipiniai oksidatoriai: nemetalų atomai VII-A, VI-A, VA grupės paprastų medžiagų sandėlyje ir metalai realiame s.o. didelės vertės atomai: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 ir kt.

Syrkos oksidacijos stadijos: -2.0,+4,+6 H 2 S -2 - oksidatorius 2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 S 0,S +4 O 2 – oksidatorius S+O 2 =SO 2 2SO 2 +O 2 =2SO 3 (vіdnovnik) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (oksidatorius) H 2 S +6 O 4 - oksidatorius Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 +SO2 +2H2O

Reikšmingi cheminių elementų atomų oksidacijos etapai S.O. atomai x/e paprastos vagos sandėlyje = 0 Algebrinė suma s.o. visų elementų jonų saugykloje yra lygus jono krūviui Algebrinė suma s. visų elementų, esančių sutraukiamos kalbos sandėlyje, yra 0. K +1 Mn +7 O x +4 (-2) = 0

Oksidacinių reakcijų klasifikacija Tarpmolekulinės oksidacijos reakcijos 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Vidinės molekulinės oksidacijos reakcijos 2KCl +5 O KCl O 2 0 Disproporcijų reakcijos vonia, dismutacija (autooksidacija-saviredukcija3 +) 5KCl -1 + 3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Tai naudinga aukštuomenei. Elementų oksidacijos stadijos druskos anijone yra tokios pačios kaip ir rūgštyje, pvz.: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 ir H 2 Cr 2 +6 O 7 Rūgšties oksidacijos peroksiduose stadija -1 pakopa Rūgščių oksidacijos aktyviuose sulfiduose dažniau pasitaiko -1, pvz.: FeS 2 Fluoras yra vienintelis nemetalas, neturintis teigiamo oksidacijos laipsnio pusiau puslapiuose NH 3, CH 4 ir to paties elektroteigiamojo ženklo. vandens elementas kitoje vietoje

Koncentruotos sieros rūgšties galios oksidai Atnaujintos sieros rūgšties produktai: H 2 SO 4 + labai aktyvus. metalas (Mg, Li, Na ...) H 2 S H 2 SO 4 + akt. metalas (Mn, Fe, Zn...) S H 2 SO 4 + neaktyvus. metalas (Cu, Ag, Sb...) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + nemetalai (C, P, S...) SO 2 Pastaba: dažnai galima šiuos maišyti produktai skirtingomis proporcijomis

Vandens peroksidas oksidacinėse reakcijose Seredovishche rozchin Oksidacija (H 2 O 2 -deguonis) Atsinaujinimas (H 2 O 2 -oksiduojantis) rūgštis H 2 O 2 -2eO 2 + 2H + (O – 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2H + +2e2H 2 O (O e2O - 2) pieva H 2 O 2 +2OH -O 2 +2H 2 O (O – 2eO 2 0) H 2 O 2 +2e2OH - (O e2O - 2) neutrali H 2 O 2 - 2eO 2 + 2H + (O – 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2)

Azoto rūgštis oksidų reakcijose Azoto atsinaujinimo produktai: Koncentruotas HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); pasyvus Fe, Al, Cr Praskiestas HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Metalai EHRNM Al ... Cu; nemetalai S, P, As, Se) Praskiestas HNO 3: N +5 + 4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Skiestas HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Labiau atskiestas: N e N -3 (NH 4 NO 3) (aktyvūs metalai EHRNM iki Al)

OVR OVR reikšmės yra labai plačios. Su jais siejami medžiagų apykaitos procesai gyvuose organizmuose, virškinimas, puvimas, fermentacija, fotosintezė. OVR užtikrins upių cirkuliaciją gamtoje. Jų galima išvengti gaisro, korozijos ir metalų lydymosi atveju. Tai padės pašalinti pievas, rūgštis ir kitas vertingas chemines medžiagas. OVR yra pagrindas cheminių medžiagų, kurios sąveikauja, energija virsta eklektine energija akumuliatoriuose ir galvaniniuose elementuose.

Norėdami gauti naujausią pristatymo vaizdą, susikurkite savo Google paskyrą ir eikite į https://accounts.google.com

Antraštės prieš skaidres:

Meilės reakcijos. OVR klasifikacija. Pamokos uždaviniai: 1. pagrindiniai - susisteminti mokslininkų žinias apie cheminių reakcijų klasifikaciją šviesos elektronų teorijoje; - Išmoksite paaiškinti pagrindines OVR sąvokas; - data OVR klasifikacija 2. besivystantis - vystytis, būti atsargiems, dirbti; - toliau lavinti loginį mąstymą, mokėti analizuoti ir tobulėti; 3. vykhovni - formuluoti studentų mokslinę mintį, tobulinti jų darbo įgūdžius; - išklausyti vienas kitą, analizuoti situaciją, stiprinti tarpsocialinio konflikto kultūrą

Pagrindinės sąvokos: oksidacijos šaltinio oksidacija-reakcijos, oksidacijos procesai, tarpmolekulinės reakcijos, intramolekulinė disproporcija Nustatymas: PSCHE D. I. Mendeleveva

Susidarius tam tikro tipo cheminiams ryšiams, pradedamas atomo elektronų gavimo arba praradimo procesas, dėl kurio gali susidaryti paslėptos elektronų poros arba įkrautos dalelės – katijonai ir anijonai. su atnaujinta s.o. mažėja Pavyzdžiui +2 Zavdannya. Parašykite terpės atsinaujinimo procesą () Oksidacijos procesas - elektronų atidavimo atomo (frakcija) procesas n Dėl to išvengiama pažangos oksidacijos stadijoje. kai oksiduojasi – s.o. Judėjimas link Zavdannya. Parašykite aliuminio oksidacijos procesą ()

Okislyuvach ir vidnovnik. Svarbu atsižvelgti į kalbos / dalių (oksidacinės ir reaktyviosios) funkcijas per s.o. elementas Elementarioji – elektronus duodanti dalis, atomas, molekulė (elektronų donoras). Ateityje lyderis juda į priekį. Deguonis – dalis, atomas, molekulė, kuri priima elektronus (turi elektronus). Oksidas iš karto sumažina v.o. 1. Taigi, jei vieningas elementas yra minimaliame s.o., pvz., sirka (-2 prie minimalaus s.o. sirka /grupės numeris -8/), tada ryšys įdedamas į lyderio vaidmenį. Pavyzdžiui: ... 2. Kuris elementas yra didžiausiame s. O, kaip sirka - jungtis veikia kaip oksidatorius, pavyzdžiui: H ...

Svarbiausi oksidatoriai ir oksidatoriai oksidatoriai: K H Taip pat paprasti žodžiai oksidatoriai H H Taip pat paprasti žodžiai Metalai, CO, C Problema: Išsiaiškinkite oksidacijos ir oksidatorių vidurį HN S CuO

Visos cheminės reakcijos, atsirandančios keičiant s.o. elementai vadinami oksidaciniu pagrindu.

Tarpmolekulinis ORP elektronų apykaita vyksta tarp skirtingų atomų (molekulių, jonų) - oksidas ir pakaitalas vyksta skirtingose ​​molekulėse: + = Vidinės molekulinės oksidacijos ir redukcijos reakcijos - oksidas ir ta pati kalba vyksta kiekvieną dieną (molekulės, dalelės) = + 2 Disproporcijos reakcijos ( dismutacija) – reakcijos, kurių metu tas pats elementas veikia ir kaip oksidatorius, ir kaip ardytojas, o dėl reakcijos susidaro reakcijos, pakeičiančios tą patį cheminį elementą skirtinguose junginiuose. K _______________________________________________________________________________ Vadovas Kokio tipo ODD yra ši reakcija: N + + HN

UŽDARYTA 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Kas yra ORR reakcija? Nustatyti elementų oksidacijos stadiją Išsiaiškinti oksidatorių, oksidatorių Nustatyti ORR HOMEMADE tipą 1. p. 11, skaityti 2. iš teksto parašyti visų tipų ORR (po du užpakaliukus).

Oksidinės reakcijos yra labiausiai paplitusios ir vaidina svarbų vaidmenį gamtoje. Smarvės yra gyvybės Žemėje pagrindas, jie siejami su gyvų organizmų kvėpavimu ir medžiagų apykaita, puvimu ir fermentacija, fotosinteze žaliosiose augalų dalyse bei žmonių ir būtybių nervine veikla.

Dihanna Virškinimo procese angliavandeniai, riebalai ir baltymai, vykstantys biologinės oksidacijos ir laipsniško organinio skeleto transformacijos reakcijose, gamina kietus atomus ir vandenį, kurdami naujas formas. Likučiai, oksiduojantys dicholic lancus, generuoja energiją, kuri kaupiasi aktyvia forma vykstančiose ATP sintezės reakcijose.

Cheminė metalų korozija Sunaikinus metalinį ryšį, metalo atomai ir atomai, patekę į oksidatoriaus sandėlį, sukuria cheminį ryšį. Šio tipo korozija yra šerdyse, kurios praleidžia elektros srovę, įskaitant dujas ir retus neelektrolitus.

GBOU VPO TyumDMA Rusijos sveikatos ministerija
Analitinės ir organinės chemijos katedra
Chemija yra nemokšiška ir neorganinė
Oksido reakcijos
Paskaita Farmacijos fakulteto I kurso studentams

Reakcijų klasifikacija

2
Galimos visos cheminės reakcijos
padalinti į 2 grupes, vienoje
atomų oksidacijos stadijos reakcijos
prarandamas nepakitęs (keisti
reakcijos) ir kitose reakcijose
pakitimų – dėl oksidacinių reakcijų.
Apeinant jų ryšius nuo perėjimo
elektronai iš kai kurių atomų (jonų) į
kitiems.
2

Elektronų oksidacijos procesas, kurį lydi padidėjęs

neigiami pokyčiai. Procesas
elektronikos priėmimas - atnaujinimas,
lydimas pokyčių
teigiama oksidacijos stadija arba
labiau neigiamas.
3
3

Atomai, molekulės arba jonai,
elektronika, kuri ateina, vadinama
oksidatoriai. Atomai, molekulės arba jonai,
duoti elektroniką, yra vadinami
vidnovlyuvachami.
Pirmiausia atliekama oksidacija
atnaujinimus. Oksido reakcijos reiškia
yra dviejų lovų vienybė
procesai – oksidacija ir atsinaujinimas.
4

Oksidacija:

atleisk man už tuos žodžius
didelis elektronegatyvumo dydis. Tse
VII, VI, V galvos pogrupių grupės elementai, їх
aktyviausios yra fluoras, rūgštus, chloras.
sulankstomos kalbos, kurios randamos
Aukščiausia oksidacijos stadija.
Pavyzdžiui: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
sulenkiami žodžiai anijonuose, pavyzdžiui, atomuose
pasaulyje galima rasti metalo ar nemetalo
oksidacijos stadija
Pavyzdžiui: K2Cr2O7, KMnO4, KNO3, H2SO4.
5
5

Vidnovniki-tse:

Elementai I, II, III pagrindinių pogrupių grupės. Pavyzdžiui:
Na, Zn, H2, Al.
Sudėtinės kalbos, randamos kategorijos
žemesnė oksidacijos stadija. Pavyzdžiui: SnCl2, FeCl2.
Lankstomos kalbos, iš kurių pasiekia anijonai
ribinė neigiama oksidacijos stadija.
Pavyzdžiui:
KI, H2S, NH3.
Kalbos, kurios žinomos tarp aplinkinių
oksidacijos pakopos gali būti tiek oksiduojančios, tiek
dienoraštis Pavyzdžiui: Na2SO3.
Mylimų galių pasaulis tarnauti didybei
jonizacijos energija (tai energija, reikalinga
6nuoseklus elektronų atskyrimas nuo atomo.)6

Trys oksidacinių reakcijų tipai.

Trys oksidacinių reakcijų tipai.
- tarpmolekulinis,
- intramolekulinis,
- disproporcija
- Tarpmolekulinėse OVR
elementai
oksidatorius ir oksidatorius yra
skirtingos kalbos. Pavyzdžiui:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- atnaujinti
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+
- oksidacija
7

Intramolekulinis
reakcijos
yra keliami keičiant sceną
skirtingų atomų oksidacija viename ir tame pačiame
Na molekulės. Pavyzdžiui:
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2O2- - 4e- = O2
8
- atnaujinti
- oksidacija
8

Disproporcingumo reakcijos

srautas su viena valanda
keičiasi ir didėja
Vieno atomų oksidacijos stadija
ir tas elementas.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ – atnaujinimas
1 N 3+ - 2е = N 5+ - oksidacija
9

Vidutinis OVR perpildymo pobūdis

- OVR gali nutekėti skirtingai
viduriai: rūgštūs (perteklinis H3O+ - jonai),
neutralus (H2O) ir pieva (perteklius
OH- - ioniv).
Vėluoja nuo vidurio skardinės
pasikeičia reakcijos pobūdis
tarp vienos ir tų pačių kalbų.
Seredoviščė prisijungia prie pokyčių etapo
atomų oksidacija.
10

Pažvelkime į krūvą užpakalių.

KMnO4 (kalio permanganatas) є
stipriai oksiduojantis, stipriai rūgštinėje
vidurys paverčiamas Mn2+ jonais,
neutralioje terpėje - iki MnO2 (oksido
manganas IV) ir labai koncentruotoje terpėje
- iki MnO42-(manganato jonų).
1.
11

Schematiškai:
Oksiduotas
forma
Atnaujinta
forma
H3O+
KMnO4
H2O
VIN-
Мn 2+ (barvny rozchin)
MnO2 (audros apgultis)
МnО42- (žalias tirpalas)
12

Vandeninio peroksido oksido-hidroksido dvigubumas

Oksido pagrindu
dvigubas vandens peroksidas
Vandens peroksidas yra oksidas.
N-Pro
H-O
H+
+
VIN-
2H2O
2OH-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
H2O2 + 2e = 2OH-
Vandens peroksidas kaip hidrantas.
N-Pro
H-O
13
H+
O2 + 2H3O+; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
ВІН-O2 + 2Н2О;
H2O2 + 2OH- - 2e = O2 + 2H2O
13

K2CrO4 ir K2Cr2O7 galios oksidai

3. Kalio chromatas K2CrO4 ir kalio dichromatas
K2Cr2O7 – labai oksiduojantis. Į rūgštus i
pievų dirvožemiai Cr(III) ir
Cr(VI) pasirodo įvairiomis formomis.
Oksiduotas
Atnaujinta
forma
forma
Cr2O72- + H3O+
2 Kr 3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

Elektronų-jonų balanso metodas (naivus reakcijos metodas).

Elektronų jonų metodas
balansas (reakcijos būdas).
Reakcijos, vykstančios rūgščioje terpėje.
Taisyklė: kai reakcija vyksta rūgštinėje
vidurio, tada jį galima apdoroti H3O+ jonais
(H+) ir vandens molekules. Jonų H3O+ (H+)
užsirašykite šią dalį
prieš reakciją, kur per daug rūgštumo,
rašyti vandens molekules
aišku šioje dalyje, kur rūgštu
Nelabai nieko. Be to
kiekis H3O+ (H+), paimtas per du
daugiau, mažiau perteklinių atomų
16
rūgštus.

užpakalis 1.
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
Gerai
visi
trečiadienį
Sprendimas
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SO32- + H2O - 2e = SO42- + 2H +
2MnO4- +16H++5SO32-+5H2O=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SO3 + 3Н2SO4 = 2MnSO4 + К2SO4 + 5Na2SO4
+ 3H2O
KMnO4 - oksidatorius, vos-sia; Na2SO3 – oksidacija
17

užpakalis 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
bl.
saulė
trečiadienį
Sprendimas.
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 K2SO4 + Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 - oksidas, kuris atsinaujina;
18KBr – šviežias, oksiduojasi.
18

Reakcijos, atsirandančios vidurinėje dalyje.

Taisyklė: kai tik įvyksta reakcija
pievos vidurys, tada galima operuoti
OH-jonai ir vandens molekulės. Jie registruojami šioje lygties dalyje
prieš reakciją, kur nėra daug
rūgštus, vandens molekulių registras
aišku, šioje dalyje, kur
rūgštesnis. Kodėl ant odos
užrašykite trūkstamą atomą
du jonai VIN-.
19
19

užpakalis 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
saulė
bl.
trečiadienį
Sprendimas.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | 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 yra mineralas, kuris gali būti oksiduojamas;
KNO3 – oksidatorius, atnaujina.
20

užpakalis 2.

КMnО4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
bl.
saulė
trečiadienį
Sprendimas.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
21

Reakcijos, vykstančios neutralioje terpėje.

22
Taisyklė: jei reakcija vyksta neutralioje terpėje,
Pėdsakas turėtų būti apdorojamas tik vandens molekulėmis. Be to
per didelis oksidacijos rūgštingumas yra surištas su molekulėmis
vanduo, H3O+ jonų apvalkalas (H+), perteklinio atomo odai
rūgštus suvartojama viena molekulė vandens, kaip
dedamas kairėje lygties pusėje prieš reakciją, skilimo metu
kaupti VIN - - jonus ir dėti smarvę į tinkamą dalį
lygi reakcijai. Nestacha kisnyu
Oksidatorius papildo vandens molekules OH-jonais, o rūgštis yra taikoma kiekvienam kasdieniniam atomui.
viena vandens molekulė, kuri dedama kairėje pusėje
dėl reakcijos skilimo metu kaupiasi jonai
H3O+ (H+) ir dešinėje lygties pusėje padėkite smarvę
napіvreaktsii.
22

užpakalis 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
bl.
saulė
Sprendimas.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
KMnO4-oksidatorius, vos-sia;
23
Na2SO3-idas, oksidas
23

užpakalis 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
saulė
bl.
trečiadienį
Sprendimas.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 yra mineralas, kuris oksiduojasi;
KMnO4 yra oksidas, kuris atsinaujina.
24

Kaltės teorija
vienodai svarbūs elektrodai
oksidacinis-atnaujinimas
potencialai
Vertinamas tiesiogiai
oksido bazė
procesas

Elektrodo potencialo kaltinimo mechanizmas

Aš Vyrai+ + n e

Kai prisukamas, metalas turi vandens.

Me + m H2O Men + (H2O) m + n e
Мen+(H2O)m+ne Ме+m Н2О
Me +m H2O Men+ (H2O)m+
ne

Potencialas, kuris nustatomas vienodai elektrodo reakcijai, vadinamas vienodu elektrodo potencialu.

Jei metalas dalyvauja sunaikinant jo druską, tada procesai, vykstantys ties „metalo naikinimo“ ribomis, bus panašūs.

Zn
Cu
Elektrodų išlyginimui
skirtingų potencialų
pasirinkti metalus
standartiniai praustuvai:
temperatūra – 250 C, vice
- 101,3 kPa, aktyvumas
vienas jonas – 1 mol/l.
Potencialų skirtumas,
kas kaltas
metalas ir metalas viduje
tokie protai vadinami
standartinis elektrodas
potencialus.

Standartinis elektrodo potencialas

Standartinis elektrodo potencialas (E0) yra galvaninio elemento EPC, kuris susidaro iš nurodyto elektrodo ir elektrodo lygio. Jakostyje

Standartinis elektrodo potencialas (E0) – ce EPC
galvaninis elementas užlenktas už šio elektrodo ir
Elektrodas yra išlygintas. Jako elektrodų niveliavimas
Vikorist naudoja įprastą vandens elektrodą (NVE):
H2 2H+ + 2e
Pt(H2) | 2H+
H2
Platinos elektrodas,
Dengtas platina
milteliai, vanduo
rūgšties skilimas
c(H+) = 1 mol/l
maudytis
į dujas panašus vanduo
(P = 1 atm)
prie 298 tūkst

Daugybė standartinių metalų elektrodų potencialų

Li
Ba
Na
Zn
Fe
Pb
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
-0,13
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
Au
+0,34
+0,80
+1,5
Cu2+
Ag+
Au3+

Potencialo dydis realiuose protuose
būti apdraustas už Nernsto lygius:
E Aš n / Aš E
0
Aš n/aš
RT
l in a me n
nF
Perėjimo daugiklis iš ln į lg
RT
20 C temperatūroje:
2,303 0,058
F
RT
0
25 C temperatūroje:
2,303 0,059
F
0
E Aš n / Aš E
0
Aš n/aš
0,059
lg a Vyrai
n

E
0
Vyrai/Aš
- standartinis elektrodo potencialas;
Standartinių protų išnykimai:
T 298 K
aMen 1 mol/l
F 96500 C/mol
J
8,314 R
kurmis K

Kai žinomas vandens elektrodo potencialas, galima reguliuoti pH vertę:

E2 H/H E
2
0
2H/H2
0,059 lg a H
=0
lg a H pH
pH
E2 H/H 0
2
0,059

Chlorintos anglies elektrodas (CSE)

Ag, AgCl | KCl
Kitokio tipo elektrodas
AgCl
KCl
Ag
Kai uždarytas prie rozchinos
vienos druskos
anijonų potencialas
yra prasmė
anijonų aktyvumas
nesantaika.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Kuo didesnė KCl koncentracija, tuo didesnė Cl- koncentracija, tuo didesnė
mažiau detalių AgCl ir mažesnė Ag+ koncentracija. tsikh kalba
mintyse yra labai mažas ir praktiškai nesvarbus. Potencialus
patenka ant ribos Ag|Ag+ nurodo Nernsto bendražygiai:
E h.s. E
0
Ag
Ag
RT
Ag
nF

K s a Ag aCl; a Ag
Ex.s. E
Ex.s. E
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Ks
aCl
RT K s
ln
nF aCl
RT
RT
ln K s
aCl
nF
F
0,222
E h.s. 0,222 0,059 lg a Cl

    E h.s.

E h.s.
Chloro potencialo vertė
elektrodas esant skirtingoms vandeninio tirpalo koncentracijoms
KCl tirpimas esant T = 298 K

Galvaniniai elementai

Izometalinis
Bimetalevi

Galvaninis elementas (bimetalinis)

Anodas: Zn – 2e = Zn2+
Katodas: Cu2++2e = Cu
Zn+Cu2+ = Zn2++Cu
Kordonas tarp fazių
-Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu+
Pakabos difuzija
potencialus
tirpalas ZnSO4
CuSO4 tirpalas

GE elemento ir EPC naudingumo pasaulis arba elektrodų potencialų skirtumas:

ЄДІ Ekatoda Eanoda;
ЄДІ Е
0
0
katė.
E
0
jakscho E0Zn 2/Zn 0,76 B; ekiu
0,34,
2
/Cu
tie E
0
GE
0,34 (0,76) 1,1 B
0,059
E Zn 2 / Zn E
lg ir Zn 2
n
0,059
0
ECu2 / Cu ECu2 / Cu
lg ir Cu2
n
0
Zn2/Zn
E GE
0,059 Cu2
1,1
lg
n
Zn 2
0
an.

Koncentruotas galvaninis elementas (izometalas)

Anodas: Zn Zn2+(0.1n) +2e
Katodas: Zn2+(1n) +2e Zn
Zn2+(1n) Zn2+(0,1n)
- Zn|Zn2+(0,1n)||Zn2+(1n)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 n (a1)
p-p ZnSO4 1 n (a2)
a1< a 2

E Zn 2 / Zn E
0
Zn2/Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn2/Zn
E GE
0,059
log a Zn 2 (a 2)
n
0,059
log a Zn 2 (a1)
n
0,059 ir 2
lg
n
a1

Oksido-vandenilio potencialai

Pt
Fe 2+ (tirpalas) Fe 3+ (tirpalas)+e (Pt pl-ka)
Raudonasis jautis + ne
Raudona – atnaujinta forma
Jautis – oksiduota forma
Nernsto konkurencija:
FeCl2, FeCl3
E bl. f./v.f. E
0
bl. f./v.f.
RT Sokis. f-ma
ln
nF
Svost. f-ma
Standartinis OB potencialas

Walteris Friedrichas Hermannas Nernstas (1864–1941)

OM potencialas slypi:

temperatūros
oksidacijos ir oksidacijos pobūdis
koncentracija oksiduojasi ir
atnaujintos formos
vidurio pH

Standartinis OB potencialas

EPC GE, sulankstytas oksidaciniu vandeniliu
sistemos,
atkeršyti
oksiduota ir atnaujinta forma
koncentracijos 1 mol/l ir НВЭ – є
standartinė OM potencialo OM vertė
sistemos

Kaip sulankstyti GE s MnO4-/Mn2+ ir (Pt),H2|2H+,
tada standartinis OB potencialas = 1,51 V.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 mol/l
a(H+)= 1 mol/l

Realiai, MnO4-/Mn2+ sistemos OR potencialas yra atliktas pagal Nernsto lygtis:

E MnO / Mn 2
4
4
8
RT[MnO][H]
1,51
ln
2
5F
[Mn]

Kuris yra didesnis standartinis OB?
sistemos potencialas yra didesnis
oksidų ekspresijos stadija
galia standartiniuose protuose.
Pavyzdžiui,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0 = 1,51 V
E0 = 0,77 V
E0 = 0,15 V

Trumpalaikio OM reakcijos viršijimo kriterijai

G 0
G reakcijos Gprod. Gісх. V.
G Alezna Ael.
Ael. q E
qnF
Ate pervedimai.
mokestis
Valgė. robotas s
elektronų perdavimas
Potencialų kitimas
tarp elektrodų
Elektronų, iš kurių reikia perkelti, skaičius
elementarus OVR veiksmas
E Ok la Єв la
G nF E
jei G 0 tai E 0

Užpakalis:

3
W/Co
2
E
0
(bl., g.)
1,84 V
Fe 3 / Fe 2 E (apie 0, V) 0,77 V
Z
3
oksidatorius
Fe
2
2
dienoraštis
JOS
E 0, tada reakcija vyksta
0
bl.
E
Co Fe
3
0
saulė
1,84 0,77 1,07
blogio valia į dešinę

Glibin perebіgu OM reakcijos

A B Z D
Iki x. adv.
[D]
; G 0 RT ln K x. adv.
[A][B]
0
G
nF E
RT ln K x. adv. nF E nF (Eok0 l I Ev0 l I)
nF (Eok0 l I Ev0 l I)
ln K x. adv.
RT
ln K x. adv. kuo daugiau, tuo didesnis skirtumas Eok0 l I Ev0 l I,
ir K x. adv. įvertina cheminių medžiagų srauto gylį. reakcijos

Oksido-vandenilio GE

Oksido-vandenilio GE

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
Kai lancetas įstrigo
Einu į kairę pusę
oksidacijos procesas – I suteikiant elektronus
platina, atkurta ant
I2, todėl sumokama
pasikrauna psichiškai
neigiamas.
Tinkama kryptimi
Fe3+ paima elektronus iš
kaklaskarės transformuojasi į
Fe3+, plokštė kraunasi
psichiškai teigiamas.
Pragne sistema
išlyginti mokesčius
mokėjimai už rakhunoką
elektronų judėjimas
Iš išorinio Lanzugo.

Jonų selektyvūs elektrodai

Prakeikimo elektrodas

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Prakeikimai
elektrodo korpusas
membrana
rozchin
membrana
rozchin
Ag AgCl, 0,1 M HCl su H+, rozchin
1
2
3
nuolydis = 1+ 2+ 3
Vidinis sprendimas
0,1 M HCl
1 - vidinis chloro potencialas
elektrodas (konst.)
2- vidinio paviršiaus potencialas
stiklo membrana (konst.)
HSE
3 - išorinio paviršiaus potencialas
stiklo membrana (pakeisti)
1+ 2 = K
sk. = K + 0,059 log a (H +) arba
Elektrodne Sklo
(membrana)
nuolydis = K - 0,059 pH

pH vertės laboratoriniuose dirbtuvėse

Iki vimiryuvalnogo
Aš sutvarkysiu
Pateikto Lanzug EPC
E lantsyuga = E h.s. - Valgymas.
Ecepi = E h.s. - K + 0,059 pH
pH
E lantsyuga E h.s. Prieš
0,059
E lantsyugi konst