Oksīda-ūdens reakcijas. Ķīmijas prezentācija par tēmu "oksidācijas-oksidācijas reakcijas"

Oksidācija ir elektronu došanas process atomam, molekulai un jonam. Atoms pārvēršas par pozitīvi lādētu jonu: Zn 0 - 2e Zn 2+ negatīvi lādēts jons kļūst par neitrālu atomu: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn + 4

Atjaunošana - elektrona pievienošanas process atomam, molekulai, jonam. Atoms pārvēršas par negatīvi lādētu jonu S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br + + e Н 0 Cu e Cu 0

Vidnovlyuvachi - atomi, molekulas vai joni, kas dod elektronus. OVR procesā smakas tiek oksidētas. negatīvi lādēti joni: Cl, Br, I, S 2, N 3. Viņš nav fluora jonu avots F. metālu joni apakšējā p.o.: Fe 2+, Cu +, Mn 2+, Cr 3+; šīs molekulas saliekamie joni, lai aizstātu atomus no starpzonas: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 un iekšā.

Oksidētāji ir atomi, molekulas vai joni, kas pievieno elektronus. Smaku OVR procesā maina Oksidētāju veidi: nemetālu VII-A, VI-A, V-A grupas atomi vienkāršās runas noliktavā un tie ir metāli lielākajā s.o. atoms ar augstu s.o.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, ClO 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 un iekšā.

Oksidācijas soļi: -2,0, +4, +6 H 2 S -2 - 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2 S 0,S +4 O 2 - oksidētājs S + O 2 \u003d SO 2 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 (neapstrādāta) S + 2Na \u003d Na 2 S SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O (oksidētājs) H 2 S +6 O 4 - oksidētājs Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Atomu oksidācijas pakāpju apzīmējums ķīmiskajos elementos С.о. atom_v x/e y noliktavas dīkstāves laiks = 0 Algebriskā summa s.o. no visiem elementiem noliktavā jons ir dārgāks par jona lādiņu Algebriskā summa s. visi elementi locīšanas runas noliktavā ir dārgi 0. K +1 Mn +7 O x +4 (-2) = 0

Classifykatsya oksidāli-pārreakcija reaģē uz mi -molekulāro oksīdu 2al 0 +3Cl 2L +3 CL 3 -1 iekšējās oksidācijas reakcija 2KCL +5 O KCl O 2 0 Dispropynunovannya, Dysmutatsky (self-oxylennya -Samolets 5 O 3 +5KCL. O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Tse Korisno zināt. Elementu oksidācijas stadijas anjonu sāls noliktavā ir arī, piemēram, skābē: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 і H 2 Cr 2 +6 O 7 sulfīdi dorivnyuє -1, piemēram: FeS 2 Fluors ir nemetāls, kas nevar būt pozitīvā oksidācijas stadijā.

Koncentrētas sērskābes jaudas oksīdi. metāls (Mg, Li, Na ...) H 2 S H 2 SO 4 + akt. metāls (Mn, Fe, Zn…) S H 2 SO 4 + neaktīvs. metāls (Cu, Ag, Sb…) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + nemetāli (C, P, S…) SO 2

Ūdens peroksīds oksidatīvās-oksidatīvās reakcijās Vidēja diapazona Oksidācija (H 2 O 2 -reaktīvs) Atjaunošanās (H 2 O 2 -oksidējoša) skābe H 2 O 2 -2eO 2 + 2H + (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2H + + 2e2H 2 O (O e2O - 2) peļķe H 2 O 2 + 2OH -O 2 + 2H 2 O (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2) neitrāls H 2 O 2 - 2eO 2 + 2H + (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2)

Slāpekļskābe oksīda-ūdens reakcijās Slāpekļa reģenerācijas produkti: Koncentrēts HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); pasīvs Fe, Al, Cr Atšķaidīts HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (metāli EXPHM Al … Cu; nemetāli S, P, As, Se) Atšķaidīts HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Atšķaidīts ar HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Jau atšķaidīts: N e N -3 (NH 4 NO 3) (aktīvie metāli EXPHM līdz Al)

OVR OVR nozīme ir supralingvāli plašāka. Tie ir saistīti ar runas apmaiņas procesu dzīvos organismos, caureju, puvi, klejošanu, fotosintēzi. OVR nodrošina runu apriti dabā. Varat uzmanīties no degošiem ugunsgrēkiem, korozijas un metālu kušanas. Pļavas, skābes un citas vērtīgas ķīmiskās runas tiek aizvestas ar palīdzību. OVR ir pamatā ķīmisko runu, kas tiek savstarpēji modificētas, enerģijas pārvēršanai eklektiskā enerģijā galvanisko elementu baterijās.

Lai skatītu prezentāciju, izveidojiet savu Google ziņu un skatiet to iepriekš: https://accounts.google.com

Paraksti pirms slaidiem:

Inovatīvas reakcijas. OVR klasifikācija. Nodarbības uzdevumi: 1. pirmkārt - sistematizēt zināšanas par pētījumiem par ķīmisko reakciju klasifikāciju gaismas elektronu teorijā; - Iemācīties izskaidrot galvenos OVR jēdzienus; - klasificēt OVR 2. attīstība - attīstīt prātā posterigati, visnovkas darbu; - turpināt loģiskās idejas attīstību, samazināt analīzi un porіvnyuvati; 3. augstākā izglītība - studentu zinātniskās domas veidošanai, jaunpienācēju darba uzlabošanai; - vihovēt prātā dzirdēt viens pret vienu, analizēt situāciju, uzlabot starpīpašu šķelšanās kultūru

Pamatjēdzieni: oksidējošās-oksidējošās reakcijas oksidētājs, starpmolekulārās intramolekulārās disproporcijas oksidējošo un pastiprinošo reakciju procesi Iestāde: PSHE D. І. Mendeļevs

Izveidojoties vienai un tai pašai ķīmiskās saites sugai, tiek uzsākts elektronu pievienošanas process atomam vai tā atbrīvošanās, līdz ar to ir iespējams izveidot augstvērtīgos elektronu pārus vai daļiņu-katjonu un anjonu uzlādi. ar atjaunošanu-s.o. samazināt Piemēram +2 Zavdannya. Uzrakstiet pārdales procesu midi () Oksidācijas process - elektronu došanas process atomam (bieži) n kad oksidējas - s.o. virzība uz priekšu Piemēram, Zavdannya. Uzrakstiet alumīnija oksidācijas procesu ()

Oksidētājs un ceļvedis. Vminnya vyznachit runas/šķīstības funkcijas (oksidatīvas un oksidējošas) s.o. elements V_dnovnik - daļa, atoms, molekula, kas dod elektronus (elektronu donors). Vadītājs Oksidētājs - daļa, atoms, molekula, kas pieņem elektronus (kuriem piemīt elektroni). Okisnik zavzhdy nizhuє v.o. 1. Tātad, ja elements ir minimālajā s.o., piemēram, sirka (-2 tse minimums s.o. sirka /grupas numurs -8/), tad s'adnannya karājas līdera lomā. Piemēram: ... 2. Yakshcho elementā z'єєdnanny jāatrod pie maksimālā s. o., jaks sirka - s'dnannya darbojas kā oksidētājs Piemēram: H ...

Svarīgākie Oksidējošie vārdi Oksidējošie vārdi: K H Un arī vienkāršas runas vārdi Vārdi H H Un arī vienkāršas runas vārdi Metali, CO, C Uzdevums: Zināt oksidējošo vārdu un vārdu proponācijas vidu HN S CuO

Visas ķīmiskās reakcijas, kas notiek, mainoties s.o. elementus sauc par oksidatīvi-ārējiem.

Міжмолекулярні ОВР-обмін електронами відбувається між різними атомами (молекулами, іонами)- окисник і відновник перебувають у різних молекулах: + = Реакції внутрішньомолекулярного окиснення і відновлення – окисник і відновник перебувають у тому ж речовині (молекулі, частинці) = + 2 Реакції диспропорціонування ( dismutācija) - reakcijas, kurās viens un tas pats elements darbojas kā oksidētājs un kā līderis, turklāt reakcijas rezultātā tiek izveidoti pussabrukšanas periodi, it kā atriebjot vienu un to pašu ķīmisko elementu dažādās s.o. K _______________________________________________________________________ Prasība Kāda veida OVR jāsniedz: N + + HN

FIXED 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Chi є OVR reakcija? Izvēlieties elementu oksidēšanas stadiju Atrodiet oksidētāju, ceļvedi Izvēlieties OVR veidu MĀJAS DATI 1. lpp.

Oksīda un ūdens reakcijas ir visizplatītākās, un tām ir liela nozīme dabā. Smaka ir dzīvības pamats uz Zemes, ar tām saistītas skaidiņas un runas apmaiņa dzīvos organismos, trūdēšana un klaiņošana, fotosintēze cilvēku un radību augšanas un nervu darbības zaļajās daļās.

Dihannia Sagremojoties ogļhidrātos, taukos un olbaltumvielās bioloģiskās oksidācijas reakcijās un pakāpeniski mainot organisko skeletu, tiek iegūti atomi un ūdens pieņemtajās formās. Atlikušā oksidēšanās dihalancē palielina enerģiju, kas tiek uzkrāta aktīvajā formā turpmākajās ATP sintēzes reakcijās.

Metālu ķīmiskā korozija Pēc metāla saites iznīcināšanas atomi un metāli, kas nonāk oksidētāju noliktavā, izveido ķīmisko saiti. Šāda veida korozija ir pievienota barotnei, jo ēka vada elektrisko plūsmu - ce gāzi, retāk ne elektrību.

GBOU VPO TyumDMA Krievijas Veselības ministrija
Analītiskās un organiskās ķīmijas katedra
Ķīmija ir karsta un neorganiska
Oksīda-ūdens reakcijas
Lekcija Farmācijas fakultātes 1. kursa studentiem

Reakciju klasifikācija

2
Iespējamas visas ķīmiskās reakcijas
sadalīts 2 grupās, vienā
atomu oksidēšanās stadiju reakcijas
jāaizpilda ar nemainīgu (apmaiņa
reakcijas), un citās reakcijās uzvarēja
zminyuєtsya - tse oksidējošās-primārās reakcijas.
Pārsniegums
elektroni vienā atomā (jonā) uz
citādi.
2

Elektronu oksidācijas padeves process, ko pavada palielināšanās

izmaiņas negatīvā virzienā. process
elektronikas pieņemšana - atjaunošana,
ko pavada izmaiņas
pozitīvs oksidācijas stāvoklis vai
negatīvāks.
3
3

Atomi, molekulas vai joni,
elektronika, kas pienāk tiek saukta
oksidētāji. Atomi, molekulas vai joni,
izsniedz elektroniku, tiek saukti
novatori.
Oksidācija vienmēr tiek pavadīta
iedvesma. Oksīda-ūdens reakcijas pārstāv
divu pretstatu vienotība
procesi – oksidācijas atjaunošana.
4

Oksidējošās īpašības:

tikai runas, kuru atomi
liels elektronegativitātes daudzums. Tse
elementi VII, VI, V galvas apakšgrupu grupas, їх
visaktīvākie ir fluors, kisens, hlors.
runas krokas, kurās atrodami katjoni
augstākā oksidācijas pakāpe.
Piemēram: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
salocīta runa, anjonos kā atoms
metāla vai nemetāla, kas atrodams citu acīs
oksidācijas stadija
Piemēram: K2Cr2O7, KMnO4, KNO3, H2SO4.
5
5

Vidnovniki-tse:

Elementi I, II, III galveno apakšgrupu grupas. Piemēram:
Na, Zn, H2, Al.
Saliekamās runas, kuru katjoni ir atrodami
zemākā oksidācijas stadija. Piemēram: SnCl2, FeCl2.
Runas salokāmas, dažiem anioni sasniedz
robežnegatīvā oksidācijas stadija.
Piemēram:
KI, H2S, NH3.
Runa, kādu viņi zina kaimiņi
oksidēšanās stadijas var būt gan oksidējošas, tātad t.i
ceļvedis Piemēram: Na2SO3.
Lielums
jonizācijas enerģija (enerģija, kas nepieciešama
6 no pēdējā elektronu dalījuma atomā.)6

Trīs oksidēšanas reakciju veidi.

Trīs oksidācijas-oksidācijas reakciju veidi.
- starpmolekulārie,
- intramolekulāra,
- nesamērīgums
- Starpmolekulārajā OVR
elementi
okislyuvach un vіdnovnik ir iekšā
dažādas runas. Piemēram:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e \u003d Fe 2+
- iedvesma
1 Sn 2+ - 2e = Sn 4+
- oksidēšana
7

Intramolekulāri
reakcijas
izkļūt no mainīgā soļa
dažādu atomu oksidēšana vienā un tajā pašā
akas molekulas. Piemēram:
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2O2- - 4e- = O2
8
- iedvesma
- oksidēšana
8

Disproporcijas reakcijas

skrien ar vienu stundu
mainīt un palielināt
atomu oksidācijas pakāpe vienā
i šī elementa.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e \u003d N 2+ - iedvesma
1 N 3+ - 2e \u003d N 5+ - oksidēšana
9

Vidus pieplūdums par OVR pārsniegšanas būtību

- OVR var darboties dažādos veidos
vidus: skābs (pārāk daudz H3O + - ioniv),
neitrāls (H2O) un vājprātīgs (pārāk daudz
OH- - ioniv).
Papuve vidū var
mainīt reakcijas raksturu
starp vienu un to pašu runu.
Vidus līst soļa maiņā
atomu oksidēšana.
10

Paskatīsimies uz aplikāciju šprotēm.

KMnO4 (kālija permanganāts) є
stipri oksidējošs, stipri skābs
starpprodukti tiek pārveidoti par Mn2+ joniem,
neitrālā vidē - līdz MnO2 (oksīds
mangāns IV) un spēcīgi peļķu vidē
- uz MnO42-(manganāta-jonu).
1.
11

Shematiski:
oksidēts
formu
No jauna izgudrots
formu
H3O+
KMnO4
H2O
VIN-
Mn 2+ (bezstieņa dizains)
MnO2 (vētras aplenkums)
МnО42- (zaļš šķīdums)
12

Oksīda un ūdens dualitāte pret ūdens peroksīdu

Okisno-vіdnovna
dualitāte pret ūdens peroksīdu
Ūdens peroksīds jaka oksīds.
N-Pro
H-O
H+
+
VIN-
2H2O
2OH-
H2O2 + 2H3O+ + 2e = 4H2O
H2O2 + 2e = 2OH-
Ūdens peroksīds kā ceļvedis.
N-Pro
H-O
13
H+
O2 + 2H3O+; H2O2 - 2e + 2H2O \u003d O2 + 2H3O +
+
ВІН-O2 + 2Н2О;
H2O2 + 2OH- - 2e \u003d O2 + 2H2O
13

Jaudas oksīdi K2CrO4 un K2Cr2O7

3. Kālija hromāts K2CrO4 un kālija dihromāts
K2Cr2O7 - spēcīgi oksidētāji. Skābā
peļķes Cr (III) un
Cr(VI) tiek izmantots dažādās formās.
oksidēts
No jauna izgudrots
formu
formu
Cr2O72- + H3O+
2Cr3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

K2Cr2O7

15
15

Elektronu-jonu līdzsvara metode (napіvreaktsіy metode).

Elektronu jonu metode
līdzsvars (napіvreaktsіy metode).
Reakcijas, kas notiek skābā vidē.
Noteikums: reakcijai norit skābēs
vidū, tad var darboties ar H3O + joniem
(H+) un ūdens molekulas. Jonu H3O+ (H+)
pierakstiet tajā upes daļā
napіvrektsії, de є pārāk skābs,
raksta ūdens molekulas
skaidri tajā daļā, de sour
no chi є nedolіk yogo. Un kāpēc
H3O+ (H+) daudzums, kas ņemts divas reizes
vairāk, mazāks lieko atomu skaits
16
skābs.

piemērs 1.
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
labi
visi
trešdiena
Risinājums
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SO32- + H2O - 2e \u003d SO42- + 2H +
2MnО4- +16H++5SO32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4
+ 3H2O
KMnO4 - oksidējošs, uzlecošs; Na2SO3 - hidrants, oksīds
17

dibens 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
bl.
saule.
trešdiena
Risinājums.
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 - oksīds, kuru ir vērts apskatīt vēlreiz;
18KBr - oksidētājs, oksidēts.
18

Reakcijas, kas notiek peļķes vidē.

Noteikums: reakcijai turpinoties
peļķe vidū, tad var operēt
OH joni un ūdens molekulas. Tie ir reģistrēti tajā upes daļā
napіvreaktsії, de є nedolіk
skābs, tiek reģistrētas ūdens molekulas
acīmredzot tajā daļā, de
Es vairāk skābu. Turklāt uz ādas
deficīts atoms pierakstiet skābo
divi joni BIN-.
19
19

piemērs 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
saule.
bl.
trešdiena
Risinājums.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | Cr2O3 + 10OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O
3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - nesējs, kas ir oksidēts;
KNO3 - oksidētājs, atjaunot.
20

dibens 2.

KMnO4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
bl.
saule.
trešdiena
Risinājums.
…
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

Reakcijas, kas notiek neitrālā vidē.

22
Noteikums: ja reakcija notiek neitrālā vidē,
slīdēja, lai darbotos tikai ar ūdens molekulām. Un kāpēc
pārāk skābs oksidējošajās saitēs ar molekulām
ūdens, rahunok joni H3O + (H +), ādai lieks atoms
skābs krāso vienu molekulu ūdens, jaku
jānovieto upes kreisajā daļā
uzkrājot VIN - - tos un ieliek smirdoņu pareizajā daļā
reakcijas izlīdzināšana. Man vienalga
Aģents atceras ūdens molekulas OH-joniem, uz ādas ikdienas atoms tiek iekrāsots skābums
viena ūdens molekula, kas jānovieto kreisajā daļā
vienmērīgi napіvreaktsії, tie uzkrājas dažādās
H3O + (H +) un noliec smirdoņu upes labajā pusē
napіvrektsії.
22

piemērs 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
bl.
saule.
Risinājums.
2 | MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
KMnO4-oksidējošs, uzlecošs;
23
Na2SO3-vadītājs, oksīds
23

dibens 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
saule.
bl.
trešdiena
Risinājums.
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 - nesējs, kas ir oksidēts;
KMnO4 ir oksīds, kas ir pierādīts.
24

vainas teorija
vienlīdz svarīgi elektrodi
oksidēšanās-reģenerācija
potenciāls
Tikšanās tieši
oksīds
process

Elektrodu potenciāla noteikšanas mehānisms

Es Vīrieši+ + n e

Kad zanurenni metāla pie ūdens.

Me + m H2O Men + (H2O) m + n e
Men+(H2O)m+ne Me+m H2O
Me + m H2O Men + (H2O) m +
ne

Potenciālu, kas iestājas par vienādu elektrodu reakciju, sauc par tikpat svarīgu elektrodu potenciālu.

Tiklīdz metāls tiks zanurēts jogas sāls rozčīnā, tad procesi, kas notiek uz "metāla - rozčina" robežas, būs līdzīgi.

Zn
Cu
Elektrodu remontam
potenciāls
izvēlēties metālus
standarta prāts:
temperatūra - 250 C, vice
- 101,3 kPa, aktivitāte
vienvērtīgais jons – 1 mol/L.
Iespējamā atšķirība,
kas mani vaino
metāls un rozchin iekšā
tādus prātus sauc
standarta elektrods
potenciāls.

Standarta elektrodu potenciāls

Standarta elektroda potenciāls (E0) ir galvaniskā elementa EPC vērtība, kas veidojas no dotā elektroda un polarizācijas elektroda. Jakosti

Standarta elektrodu potenciāls (E0) - ce EPC
galvaniskā šūna, kas sakrauta aiz dotā elektroda un
pulēts elektrods. Jaku elektrods
Normāls ūdens elektrods (NVE):
H2 2H+ + 2e
Pt(H2) | 2H+
H2
platīna elektrods,
pārklājums ar platīnu
pulveris, ūdens
dažādas skābes
c(H+) = 1 mol/l
jāmazgā
gāzei līdzīgs ūdens
(P = 1 atm)
pie 298 K

Vairāki metālu standarta elektrodu potenciāli

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+

Īstu prātu potenciāla vērtība
lai pārliecinātos par Nernsta greizsirdību:
E Es n / Es E
0
Es n/Es
RT
ln a me n
nF
Pārejas reizinātājs no ln uz lg
RT
20 C temperatūrā:
2,303 0,058
F
RT
0
25 C temperatūrā:
2,303 0,059
F
0
E Es n / Es E
0
Es n/Es
0,059
lg a Me n
n

E
0
Vīrieši / Es
- standarta elektrodu potenciāls;
vymіryany standarta prātiem:
T 298 K
aMen 1 mol/l
F 96500 C/mol
Dž
R8,314
mols K

Ūdens elektroda potenciāla dēļ jūs varat aprēķināt pH vērtību:

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

Hlora hlorīda elektrods (XSE)

Ag, AgCl | KCl
Cita veida elektrods
AgCl
KCl
Ag
Kad zanurenny pie roschin
tāda paša nosaukuma sāls
anionu jogas potenciāls
būt nozīmīgam
anjonu aktivitāte
savādāk.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Jo lielāka ir KCl koncentrācija, jo lielāka ir Cl- koncentrācija, jo lielāka koncentrācija
mazāka AgCl mainība un mazāka Ag+ koncentrācija. in cich
prāts ir pārāk mazs un praktiski nesvarīgs. potenciāls,
vinicaє starp Ag|Ag+ tiek attiecināta uz Nernsta vienādiem:
E x.s. E
0
Ag
Ag
RT
In a Ag
nF

Ks a Ag aCl; a Ag
Ex.s. E
Ex.s. E
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Ks
aCl
R.T.Ks
ln
nF aCl
RT
RT
logKs
ln aCl
nF
F
0,222
E x.s. 0,222 0,059 lg a Cl

    E x.s.

E x.s.
Hlorīda hlorīda potenciāla vērtība
elektrods dažādās ūdens koncentrācijās
KCl starpība pie T = 298 K

Galvaniskie elementi

izo-metāls
Bimetāls

Galvaniskais elements (bimetāls)

Anods: Zn – 2e = Zn2+
Katods: Cu2++2e = Cu
Zn+Cu2+ = Zn2++Cu
Kordona fāze
-Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu+
Adopcija difūza
potenciāls
šķīdums ZnSO4
šķīdums CuSO4

GE elementa є EPC praktiskuma pasaule vai elektrodu potenciāla atšķirība:

EDI Ekatoda Eanoda;
REDAKCIJA
0
0
kaķis.
E
0
jakscho E0Zn 2/Zn 0,76 B; ECU
0,34,
2
/ Cu
tie, E
0
GE
0,34 (0,76) 1,1 B
0,059
E Zn 2 / Zn E
lg un Zn 2
n
0,059
0
ECu2 / Cu ECu2 / Cu
lg a Cu2
n
0
Zn2/Zn
E GE
0,059 a Cu2
1,1
lg
n
Zn 2
0
an.

Koncentrācijas galvaniskais elements (izometāls)

Anods: Zn Zn2+(0.1n) +2e
Katods: 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
lg a Zn 2 (a 2)
n
0,059
lg a Zn 2 (a1)
n
0,059a2
lg
n
a1

Oksīda pārvietošanas potenciāls

Pt
Fe 2+ (šķīdums) Fe 3+ (šķīdums) + e (Pt pl-ka)
Red Ox + ne
Sarkans - atjaunināta forma
Vērsis - oksidēta forma
Rivnyannia Nernst:
FeCl2, FeCl3
E bl. f./w.f. E
0
bl. f./w.f.
RT Sokіs. f-ma
ln
nF
Svost. f-ma
Standarta RH potenciāls

Valters Frīdrihs Hermanis Nernsts (1864-1941)

RH potenciāls noguldīt:

temperatūra
daba ir oksidējoša un dabiska
oksidētāja koncentrācija
atjauninātas veidlapas
vidējs pH līmenis

Standarta RH potenciāls

EPC GE, salocīts ar oksidācijas ūdeni
sistēmas,
atriebties
oksidētās un liekās formas
koncentrācijas 1 mol/l un HBE - є
standarta RH potenciāls
sistēmas

Kā pievienot GE ar MnO4-/Mn2+ un (Pt),H2|2H+,
tad standarta RH potenciāls = 1,51 V.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 mol/l
a(H+)= 1 mol/l

Reāli MnO4- / Mn2 + sistēmas OR potenciāla analīze tiek veikta saskaņā ar Nernsta mērījumiem:

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

Kāds ir augstāka standarta RH
sistēmas potenciāls, svarīgāks
izpausmes stadija її oksīds
dominēšana standarta prātos.
Piemēram,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0 = 1,51 V
E0 = 0,77 V
E0 = 0,15 V

Kritēriji īslaicīgai OB reakciju pārsniegšanai

G0
G reakcija Gprod. Gіsh. iekšā.
G Alezna Ael.
Ael. q E
qnF
Pārskaitījumi ēda.
maksas
El. robots s
elektronikas nodošana
Mazumtirdzniecības potenciāls
starp elektrodiem
Elektronu skaits, kas jāpārvar
RIA elementārs akts
E Eok la Єv la
G nF E
tātad G 0 tad E 0

Muca:

3
W/Co
2
E
0
(bl., st.)
1,84 V
Fe 3 / Fe 2 E (0, aptuveni, V.) 0,77 V
W
3
oksidētājs
Fe
2
2
vadīt
VIŅA
E 0, vēlāk reakcija turpinās
0
bl.
E
CoFe
3
0
rev.
1,84 0,77 1,07
nedaudz dusmīgs pa labi

Glibina perebіgu OV reakcijas

A B C D
Līdz x. nar.
[D]
; G 0 RT ln K x. nar.
[A][B]
0
G
nF E
RT ln K x. nar. nF E nF (Eok0 l i Ev0 l i)
nF (Eok0 l I Ev0 l i)
ln K x. nar.
RT
ln K x. nar. jo lielāka atšķirība, jo lielāka atšķirība
a K x. nar. novērtēt ķīmiskās vielas iespiešanās dziļumu. reakcijas

Oksīda laistīšana GE

Oksīda laistīšana GE

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2 + 2KCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2KCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
Kad zamikannі lanceug in
kreisā puse
oksidācijas process - I dodot elektronus
platīns, pārveidots par
I2, kā rezultātā tiek veikts maksājums
garīgi uzlādēties
negatīvs.
Labajā pusē
Fe3+ ņem elektronus no
kleitas tiek pārvērstas
Fe3+, plāksne tiek uzlādēta
garīgi pozitīvs.
pragne sistēma
pārbaudiet uzlādi
kleitas svētkiem
elektronu kustība
no vecā lansyug.

Jonu selektīvie elektrodi

Lamājošs elektrods

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
lamājoties
elektroda korpuss
membrāna
rozchin
membrāna
rozchin
Ag AgCl, 0,1 M HCl slāņa H+, mazumtirdzniecība
1
2
3
slīpums= 1+ 2+ 3
Iekšējais risinājums
0,1 M HCl
1- iekšējā hlorīda hlorīda potenciāls
elektrods (konst.)
2- iekšējās virsmas potenciāls
stikla membrāna (konst.)
XSE
3 - ārējās virsmas potenciāls
stikla membrāna (maināma)
1+2 = K
sk. \u003d K + 0,059 lg a (H +) vai
Elektrodu slīpums
(membrāna)
sclo \u003d K - 0,059 pH

PH noteikšana laboratorijas darbnīcā

Pirms uzvaras
der
Pārstāvētā lanceug EPC
E lanceuga \u003d E x.s. - Ēšana.
Ecepi \u003d E x.s. - K + 0,059 pH
pH
E lanceug E x.s. Pirms tam
0,059
E lanceugs konst