X
Код презентации скопируйте его
Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии
Скачать эту презентацию
Презентация на тему Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии
Скачать эту презентациюCлайд 1
Лекция № 20 Тема: Окислительно-восстановительные равновесия в аналитической химии
Cлайд 2
План лекции: Использование ОВР в аналитической химии. Типы ОВР. Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей.
Cлайд 3
Использование 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.
Cлайд 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.
Cлайд 5
Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:
Cлайд 6
2. Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:
Cлайд 7
3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О. Cl2 - является окислителем и восстановителем.
Cлайд 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.
Cлайд 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:
Cлайд 10
При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:
Cлайд 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.
Cлайд 12
В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов:
Cлайд 13
На силу окислителя и восстановителя могут влиять: значение рН, реакции осаждения реакции комплексообразования. Тогда свойства редокс-пары будут описываться реальным потенциалом.
Cлайд 14
Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием ОВР и реакций осаждения, используются формулы: если окисленная форма представляет собой малорастворимое соединение:
Cлайд 15
если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:
Cлайд 16
Сочетание ОВР и реакций комплексообразования если окисленная форма связана в комплекс:
Cлайд 17
если восстановленная форма связана в комплекс:
Cлайд 18
если обе формы связаны в комплекс:
Cлайд 19
Сочетание ОВР и реакций протонирования если протонируется окисленная форма:
Cлайд 20
если протонируется восстановленная форма:
Cлайд 21
если протонируются обе формы:
Cлайд 22
если реакция протекает по следующему уравнению: Ox + mH+ + nē = Red + H2O тогда
Cлайд 23
Константа равновесия ОВР Расчет константы равновесия для реакции: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ Константа равновесия рассчитывается:
Cлайд 24
Выражения для реальных ОВ потенциалов каждой редокс-пары будут выглядеть следующим образом:
Cлайд 25
В условиях равновесия:
Cлайд 26
Проведя математические операции, получим: К = 1021
Cлайд 27
Используя приведенное вычисление константы равновесия, получим для любого обратимого ОВ процесса при 20 0С следующее уравнение:
Cлайд 28
Например, в цериметрии (окислитель Се4+): Fe2+ + Се4+ = Fe3+ + Се3+ К = 1011,4 = 2,3 · 1011
Cлайд 29
Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей Наибольшее практическое значение имеет полуреакция: О2 + 4Н+ + 4ē = 2Н2О Е = 1,23 В Термодинамические неустойчивыми являются водные растворы восстановителей с потенциалом < 1,23 В и окислителей с Е > 1,23 В.
