![]()
Заглавная страница
Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Унитиол: Британский антилюизитон (БАЛ)
H2C-SH H2C-SH HC-SH HC-SH H2C-SO6Na H2C-SH
Пентацин Тетациин CaNa3ДТПА Na2CaЭДТА
Окислительно-восстановительные (редокс) реакции. Окислители и восстановители. Сопряженные окислительно- восстановительные пары. (редокс- системы). Механизм возникновения электродного потенциала. Уравнение Нернста, его анализ. Стандартный электродный потенциал. Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода:Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота(инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение(Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:Aox + n·e− → Ared, Окислительно-восстановительный потенциал.Основными процессами, обеспечивающими жизнедеятельность любого организма, являются окислительно-восстановительные реакции, т.е. реакции, связанные с передачей или присоединением электронов. Энергия, выделяемая в ходе этих реакций, расходуется на поддержание гомеостаза (жизнедеятельности организма) и регенерацию клеток организма, т.е. на обеспечение процессов жизнедеятельности организма соответственно в настоящем и будущем.
Электродные потенциалы и механизмы их возникновения.Для определения направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций между окислительно-восстановительными системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов этих систем. Механизм возникновения электродных потенциалов, их количественное определение, процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или вызваны электрическим током, изучаются особым разделом химии – электрохимией. Сочетая электрод, представляющий исследуемую окислительно-восстановительную систему, со стандартным водородным электродом, определяют электродный потенциал Е данной системы. Для того, чтобы можно было сравнивать окислительно-восстановительные свойства различных систем по их электродным потенциалам, необходимо, чтобы последние также были измерены при стандартных условиях. Таковыми обычно являются концентрация ионов, равная 1 моль/л, давление газообразных веществ 101,325 кПа и температура 298,15 К. Потенциалы, измеренные в таких условиях, носят название стандартных электродных потенциалов и обозначаются Ео. Они часто называются также окислительно-восстановительными или редокс-потенциалами, представляя собой разность между редокс-потенциалом системы при стандартных условиях и потенциалом стандартного водородного электрода.. Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице. Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем приводятся в справочной литературе. Эти системы записаны в форме уравнений полуреакций восстановления, в левой части которых находятся атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны (окисленная форма) Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства металлов в водных растворах: чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов; металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, т.е. стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот; каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал. При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме , определяется по уравнению Нернста: 47.Механизм возникновения редокс-потенциала. Уравнения Нернста-Петерса, его анализ. Стандартный окислительно –восстановительный (редокс-) потенциал. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов. Константа окислительно – восстановительного процесса. Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода:Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота(инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение(Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:Aox + n·e− → Ared, Окислительно-восстановительный потенциал.Основными процессами, обеспечивающими жизнедеятельность любого организма, являются окислительно-восстановительные реакции, т.е. реакции, связанные с передачей или присоединением электронов. Энергия, выделяемая в ходе этих реакций, расходуется на поддержание гомеостаза (жизнедеятельности организма) и регенерацию клеток организма, т.е. на обеспечение процессов жизнедеятельности организма соответственно в настоящем и будущем. При не стандартных условях значение восстановительного потенциала с учетом влияния природы окислительно-восстановительной пары, температуры, и активности компонентов в растворе вычисляют:
Стандартный ОВП Если потенциал исследуемой окислительно-восстановительной пары измерен в стандартизированных условиях – температура 25ᵒС (298 K), давление 1 атм (101,3 кПа) и активности окисленной и восстановленной форм равны единице (аок = авос = 1 моль/л), то его называют «стандартный окислительно-восстановительный потенциал» и обозначают: Е0ок/вос. Чем больше окислительно-восстановительный потенциал Е0Ок/Вос, тем окисленная форма является более сильной, соответственно, восстановленная форма обладает более слабой функцией восстановления. И наоборот, чем меньше Е0Ок/Вос, тем сильнее восстановленная форма. Положительный знак потенциала указывает на самопроизвольное протекание реакции восстановления в паре со СВЭ, отрицательный – на самопроизвольное протекание реакции окисления. Потенциалы сильных окислителей будут всегда положительны, а сильных восстановителей – отрицательны. Окислителями называются вещества или частицы, принимающие электроны от других веществ или частиц — восстановителей. Окисленную и восстановленную форму одного и того же вещества называют редокс-системой (редокс-парой). Для протекания окислительно-восстановительной реакции (редокс-реакции) необходимо наличие как минимум двух веществ, относящихся к разным редокс-системам. В ходе окислительно-восстановительной реакции окислитель (Ох1) превращается в сопряженный восстановитель (Red1), а восстановитель (Red2) - в сопряженный окислитель (Ох2). КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ. Если возникает необходимость определения степени протекания реакции, то можно воспользоваться константой равновесия. Например, для реакции Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu Применяязакон действующих масс, можно записать K = CZn2+/CCu2+ Здесь константа равновесия К показывает равновесное соотношение концентраций ионов цинка и меди. Значение константы равновесия можно вычислить, применивуравнение Нернста E =E°+(0,059/n)lg(Cок/Cвос) Подставим в уравнение значения стандартных потенциалов пар Zn/Zn2+ и Cu/Cu2+, находим
E0Zn/Zn2+ = -0,76 + (0,59/2)lgCZn/Zn2 и E0Cu/Cu2+ = +0,34 + (0,59/2)lgCCu/Cu2+ В состоянии равновесия E0Zn/Zn2+ = E0Cu/Cu2+, т.е. -0,76 + (0,59/2)lgCZn2 = +0,34 + (0,59/2)lgCCu2+, откуда получаем (0,59/2)( lgCZn2 — lgCCu2+) = 0,34 – (-0,76) lgK = lg (CZn2+/CCu2+) = 2(0,34 – (-0,76))/0,059 = 37,7 K = 1037,7 Значение константы равновесия показывает, что реакция идет практически до конца, т.е. до того момента, пока концентрация ионов меди не станет в 1037,7 раз меньше, чем концентрация ионов цинка. Константа равновесия иокислительно-восстановительный потенциалсвязаны общей формулой: lgK = (E10-E20)n/0,059, где K — константа равновесия E10 и E20 – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя соответственно n – число электронов, отдаваемых восстановителем или принимаемых окислителем.
Если E10> E20, то lgK > 0 и K > 1. Следовательно, реакция протекает в прямом направлении (слева направо) и если разность (E10 — E20) достаточно велика, то она идет практически до конца. Напротив, если E10< E20, то K будет очень мала. Реакция протекает в обратном направлении, т.к. равновесие сильно смещено влево. Если разность (E10 — E20) незначительна, то и K ≈ 1 и данная реакция не идет до конца, если не создать необходимых для этого условий. Знаязначение константы равновесия, не прибегая к опытным данным, можно судить о глубине протекания химической реакции. Следует иметь ввиду, что данные значений стандартных потенциалов не позволяют определить скорость установления равновесия реакции. По данным таблиц окислительно-восстановительных потенциалов возможно найти значения констант равновесия примерно для 85000 реакций. |
||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-07; Нарушение авторского права страницы infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.234.247.75 (0.006 с.) |