Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja. stopień utlenienia pierwiastków Stopień utlenienia atomu określa jaki ładunek miałby atom, gdyby elektrony.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja. stopień utlenienia pierwiastków Stopień utlenienia atomu określa jaki ładunek miałby atom, gdyby elektrony."— Zapis prezentacji:

1 chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja

2 stopień utlenienia pierwiastków Stopień utlenienia atomu określa jaki ładunek miałby atom, gdyby elektrony były przekazywane między atomami (nie-uwspólniane). Wnioski F -I H I (z niemetalami) lub H -I (z metalami) O -II (reguła)O -I (nadtlenki, np. H 2 O 2 )O II (OF 2 ) Jeśli stopień utlenienia rośnie - zachodzi reakcja utleniania. Jeśli stopień utlenienia maleje - zachodzi reakcja redukcji. Reguły dla prostych jonówstopień utlenienia = ładunek dla pierwiastkówstopień utlenienia = 0 dla związków kowalencyjnych każdą uwspólnioną parę elektronową przypisuje się do atomu o większej elektroujemności identyczne atomy dzielą parę elektronową wiązania między siebie

3 stopień utlenienia pierwiastków ładunek formalnystopień utlenienia –III I I I I I I I I –II V –

4 stopień utlenienia pierwiastków Przykłady: LiClKBrNaICaF 2 PbOBaO 2 ZnSMg 3 N 2 KNO 2 Na 2 CO 3 NH 4 ClO 4 H 3 AsO 4 K 2 Cr 2 O 7 NaN 3 K 4 [Fe(CN) 6 ] I -II -II -III -III -IIII -III -IIII -III I V -II I IV –II -III I VII -II I V -II I VI -III – 1 / 3 I II II –III K 3 [Fe(CN) 6 ] I III II –III –I I III –II –III III [H 2 S 2 O 3 ] –II VI

5 reakcje utleniania - redukcji (redoks) Mg 0 + Cl 0 2 Mg II Cl –I 2 Mg 0 Mg e /×1 Cl e 2 Cl – /×1 Zn H I Cl –I Zn II Cl –I 2 + H 0 2 Zn 0 Zn e /×1 2 H + + 2e H 0 2 /×1 3Cu Al 0 3Cu 0 + 2Al 3+ Al 0 Al e /×2 Cu e Cu 0 /×3 2Fe I – 2Fe 2+ + I 0 2 2Fe e Fe 2+ /×1 2I – I e /×1 2Mn VII O 4 – + 5Sn H + 2Mn Sn H 2 O Mn VII O 4 – + 5e + 8H + Mn H 2 O /×2 Sn 2+ Sn e /×5

6 reakcje utleniania - redukcji (redoks) 2N V O 3 – + Cu 0 + 4H + Cu N II O 2 + 2H 2 O N V O 3 – + e + 2H + N IV O 2 + H 2 O /×2 Cu 0 Cu e /×1 2N V O 3 – + 3Cu 0 + 8H + 3Cu N II O + 4H 2 O N V O 3 – + 3e + 4H + N II O + 2H 2 O /×2 Cu 0 Cu e /×3 2Mn VII O 4 – + 5H 2 O –I 2 + 6H + 2Mn O H 2 O Mn VII O 4 – + 5e + 8H + Mn H 2 O /×2 H 2 O –I 2 2H + + O e /×5

7 reakcje utleniania - redukcji (redoks) Cr VI 2 O 7 2– + 3H 2 C III 2 O 4 + 8H + 2Cr C IV O 2 + 7H 2 O Cr VI 2 O 7 2– + 6e + 14H + 2Cr H 2 O /×1 H 2 C III 2 O 4 2C IV O 2 + 2H + + 2e /×3 2Cr H 2 O –I O –II H – 2Cr VI O 4 2– + 8H 2 O –II H 2 O –I 2 + 2e 2O –II H – /×3 Cr OH – Cr VI O 4 2– + 4H 2 O + 3e /×2 Pb IV O 2 + 2Cl – + 4H + Pb 2+ + Cl H 2 O Pb IV O 2 + 2e + 4H + Pb H 2 O /×1 2Cl – Cl e /×1

8 wpływ środowiska na reakcje redoks 2Mn VII O 4 – + 5H 2 S –II + 6H + 2Mn S 0 + 8H 2 O Mn VII O 4 – + 5e + 8H + Mn H 2 O /×2 H 2 S –II 2H + + S 0 + 2e /×5 2Mn VII O 4 – + 3H 2 S –II 2Mn IV O 2 + 3S 0 + 2OH – + 2H 2 O Mn VII O 4 – + 3e + 2H 2 O Mn IV O 2 + 4OH – /×2 H 2 S –II + 2OH – S 0 + 2H 2 O + 2e /×3 2Mn VII O 4 – + H 2 S –II + 2OH – 2Mn VI O 4 2– + S 0 + 2H 2 O Mn VII O 4 – + e Mn VI O 4 2– /×2 H 2 S –II + 2OH – S 0 + 2H 2 O + 2e /×1 kwaśne obojętne zasadowe

9 reakcje synproporcjonowania (redoks) S 2– + S 0 S 2 2– 2S 0 + 2e S 2 2– /×( 1 / 2 ) 2S 2– S 2 2– + 2e /×( 1 / 2 ) Hg 2+ + Hg 0 Hg Hg e Hg 2 2+ /×( 1 / 2 ) 2Hg 0 Hg e /×( 1 / 2 ) Cl – + Cl I O – + 2H + Cl H 2 O 2Cl I O – + 4H + + 2e Cl H 2 O /×( 1 / 2 ) 2Cl – Cl e /×( 1 / 2 ) 5Br – + Br V O 3 – + 6H + 3Br H 2 O 2Br V O 3 – + 12H e Br H 2 O /×( 1 / 2 ) 2Br – Br e /×( 5 / 2 )

10 reakcje dysproporcjonowania (redoks) 2Cu + Cu 0 + Cu 2+ Cu + + e Cu 0 /×1 Cu + Cu 2+ + e /×1 Hg S 2– Hg II S + Hg 0 Hg e 2Hg 0 /×( 1 / 2 ) Hg S 2– 2Hg II S + 2e /×( 1 / 2 ) 3Cl I O – 2Cl – + Cl I O 3 – Cl I O – + 2H + + 2e Cl – + H 2 O /×2 Cl I O – + 2H 2 O Cl I O 3 – + 4H + + 2e /×1 3Mn VI O 4 2– + 4H + 2Mn VII O 4 – +Mn IV O 2 + 2H 2 O Mn VI O 4 2– + 4H + + 2e Mn IV O 2 + 2H 2 O /×1 Mn VI O 4 2– Mn VII O 4 – + e /×2

11 potencjał redoks (utleniający) 2Fe 3+ + Sn 2+ = 2Fe 2+ + Sn 4+ Sn 2+ Sn e /×1 Fe 3+ + e Fe 2+ /×1 2Fe 3+ + Sn 2+ 2Fe 2+ + Sn 4+ F -stała Faradaya (96485 C/mol)

12 potencjał redoks (utleniający) Li + /LiE° = –3,045V K + /KE° = –2,925V Ca 2+ /CaE° = –2,866V Na + /NaE° = –2,714V Mg 2+ /MgE° = –2,363V Al 3+ /AlE° = –1,662V Zn 2+ /ZnE° = –0,763V Cr 3+ /CrE° = –0,744V Fe 2+ /FeE° = –0,440V Ni 2+ /NiE° = –0,250V Pb 2+ /PbE° = –0,126V H + /H 2 /PtE° = 0,000V Cu 2+ /CuE° = +0,337V Ag + /AgE° = +0,799V Au + /AuE° = + 1,50 V SO 4 2– /SO 3 2–,OH – E° = –1,12V NO 3 – /NO 2 – E° = +0,01V Sn 4+ /Sn 2+ E° = +0,15V Cu 2+ /Cu + E° = +0,153V I 2 /I – E° = +0,536V MnO 4 – /MnO 2,OH – E° = +0,588V Fe 3+ /Fe 2+ E° = +0,771V ClO – /Cl –,OH – E° = +0,89V NO 3 –,H + /NOE° = +0,96V Br 2 /Br – E° = +1,065V MnO 2,H + /Mn 2+ E° = +1,23V Cr 2 O 7 2–,H + /Cr 3+ E° = +1,33V Cl 2 /Cl – E° = +1,360V MnO 4 –,H + /Mn 2+ E° = +1,51V Co 3+ /Co 2+ E° = +1,81V F 2 /F – E° = +2,87V

13 potencjał redoks (utleniający) Sn e = Sn 2+ E° = 0,15V Fe 3+ + e = Fe 2+ E° = 0,77V 2Fe 3+ + Sn 2+ 2Fe 2+ + Sn 4+ Dla układu H + /H 2/g/ /Pt przyjmuje się, że E° = 0 V. Potencjały innych układów wyznacza się porównawczo. SEM = E Fe 3+ /Fe 2+ – E Sn 4+ /Sn 2+ SEM = 0,62 + log 0,0591 C 2 Fe 3+ · C Sn 2+ 1 ·2 C 2 Fe 2+ · C Sn 4+ E Fe 3+ /Fe 2+ = E° Fe 3+ /Fe 2+ + log 0,0591 C Fe 3+ 1 C Fe 2+ E Sn 4+ /Sn 2+ = E° Sn 4+ /Sn 2+ + log 0,0591 C Sn 4+ 2 C Sn 2+ SEM = 0,62 + log = 0 ! 0,0591 C 2 Fe 3+ · C Sn 2+ 1 ·2 C 2 Fe 2+ · C Sn 4+ w stanie równowagi: log K = 0,62 · = 21,0 1 ·2 0,0591

14 przewidywanie kierunku reakcji 2Hg e = Hg 2 2+ E° = 0,91VFe 3+ + e = Fe 2+ E° = 0,77V 2Fe Hg 2+ =?= 2Fe 3+ + Hg Fe Hg 2+ 2Fe 3+ + Hg Mn VI O 4 2– + Cl 0 2 2Mn VII O 4 – + Cl – 2Mn VI O 4 2– + Br 0 2 2Mn VII O 4 – + Br – 2Mn VI O 4 2– + I 0 2 2Mn VII O 4 – + I – Mn VII O 4 – + e = Mn VI O 4 2– E° = 0,54V Cl e = 2Cl – E° = 1,358V Br e = 2Br – E° = 1,065V I e = 2I – E° = 0,53V

15 wpływ pH na potencjał redoks utl. + mH + + ne red + 0,5mH 2 O utl + 0,5mH 2 O + ne red. + mOH – Mn VII O 4 – + 5e + 8H + Mn H 2 O Cr VI O 4 2– + 4H 2 O + 3e Cr OH – E = 1,521,240,860,480,20 E = 1,260,960,570,18–0,12 pH = dla stężeń utl./red. = 1M Wzrost pH zwiększa potencjał redoks.

16 wpływ kompleksowania na potencjał redoks W przypadku kompleksowania formy utlenionej potencjał się obniża. W przypadku kompleksowania formy zredukowanej potencjał się podwyższa. Fe 3+ /Fe 2+ E° = +0,771V [Fe(CN) 6 ] 3– /[Fe(CN) 6 ] 4– E° = +0,36V Co 3+ /Co 2+ E° = +1,81V [Co(CN) 6 ] 3– /[Co(CN) 6 ] 4– E° = +0,83V Au + /AuE° = + 1,50 V [Au(CN) 2 ] – /AuE° = –0,76V

17 chemia stosowana I KONIEC


Pobierz ppt "Chemia stosowana I temat: utlenianie i redukcja. stopień utlenienia pierwiastków Stopień utlenienia atomu określa jaki ładunek miałby atom, gdyby elektrony."

Podobne prezentacje


Reklamy Google