Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии
Содержание
- 1. Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии
- 2. План лекции:Использование ОВР в аналитической химии.Типы ОВР.Количественное
- 3. Использование ОВР в аналитической химииПри пробоподготовке для
- 4. Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит
- 5. Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:
- 6. 2. Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:
- 7. 3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один
- 8. Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем
- 9. Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать
- 10. При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:
- 11. Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все
- 12. В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей
- 13. На силу окислителя и восстановителя могут влиять:
- 14. Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием
- 15. ∙ если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:
- 16. Сочетание ОВР и реакций комплексообразования ∙ если окисленная форма связана в комплекс:
- 17. ∙ если восстановленная форма связана в комплекс:
- 18. ∙ если обе формы связаны в комплекс:
- 19. Сочетание ОВР и реакций протонирования если протонируется окисленная форма:
- 20. если протонируется восстановленная форма:
- 21. если протонируются обе формы:
- 22. если реакция протекает по следующему уравнению: Ox
- 23. Константа равновесия ОВРРасчет константы равновесия для реакции: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+Константа равновесия рассчитывается:
- 24. Выражения для реальных ОВ потенциалов каждой редокс-пары будут выглядеть следующим образом:
- 25. В условиях равновесия:
- 26. Проведя математические операции, получим: К = 1021
- 27. Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:
- 28. Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ +
- 29. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей
- 30. Скачать презентанцию
План лекции:Использование ОВР в аналитической химии.Типы ОВР.Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей.
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2План лекции:
Использование ОВР в аналитической химии.
Типы ОВР.
Количественное описание ОВР.
Константа
равновесия ОВР.
Слайд 3Использование ОВР в аналитической химии
При пробоподготовке для переведения в раствор
пробы.
Для разделения смеси ионов.
Для маскирования.
Для проведения реакций обнаружения катионов
и анионов в качественном химическом анализе. В титриметрическом анализе.
В электрохимических методах анализа.
Слайд 4 Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+
и е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм
соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза.
Слайд 5 Типы ОВР
1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов,
входящих в состав разных веществ:
Слайд 7
3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же
элемент повышает и понижает С.О.
Cl2 - является окислителем и
восстановителем.
Слайд 8 Количественное описание ОВР
Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство
в протону. Также и сильный окислитель обладает большим сродством к
электрону.Например, в кислотно-основных реакциях участвует растворитель (вода), отдавая и принимая протон, а в ОВР вода тоже может терять или присоединять электрон.
Например, для проведения кислотно-основных реакций необходимы как кислота, так и основание, а в ОВР – и окислитель и восстановитель.
Слайд 9 Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции:
Ox
+ nē = Red
Равновесие в растворе можно описать с
помощью равновесного потенциала, который зависит от состава раствора по уравнению Нернста:
Слайд 11 Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают
с каким-либо одним («электродом сравнения»). В качестве такого электрода используют
обычно так называемый водородный электрод.
Слайд 12 В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации,
но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов:
Слайд 13 На силу окислителя и восстановителя могут влиять:
значение рН,
реакции
осаждения
реакции комплексообразования.
Тогда свойства редокс-пары будут описываться реальным потенциалом.
Слайд 14 Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием
ОВР и реакций
осаждения, используются формулы:
∙ если окисленная форма представляет собой малорастворимое соединение:
Слайд 23Константа равновесия ОВР
Расчет константы равновесия для реакции:
Sn2+ + 2Fe3+ =
Sn4+ + 2Fe2+
Константа равновесия рассчитывается:
Слайд 27 Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ
процесса при 20 0С следующее уравнение:
Слайд 29Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей
Наибольшее практическое значение
имеет полуреакция:
О2 + 4Н+ + 4ē = 2Н2О Е =
1,23 ВТермодинамические неустойчивыми являются водные растворы восстановителей с потенциалом < 1,23 В и окислителей с Е > 1,23 В.
Теги
