Проверка домашнего задания. Обобщение и систематизация полученных знаний

Обобщение и систематизация полученных знаний

Выставление оценок

Домашняя работа: Подготовить доклад на тему: Графический метод изображения процесса ОВР. Фиксирование т.э. в методах окисления восстановления.

СРСП № 22

На тему:Методы оксидиметрии

Цель:

Обучающая– глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В основе методов оксидиметрии лежит какая-либо окислительно-восстановительная реакция, которая должна быть необратимой и протекать с высокой скоростью. Поэтому для определения направления реакции используют соответствующие расчеты.

а) Определение возможности протекания ОВР в заданном направлении.

Направление протекания ОВР определяется электродными потенциалами пар, участвующих в реакции.

Если DЕ = Е⁰_окисл. – Е⁰_вос. > 0, реакция идет в прямом направлении,

в противном случае, в обратном.

Для примера рассмотрим реакции восстановления железа (III) иодид и хлорид ионами, если стандартные электродные потенциалы имеют следующие значения:

Fe³⁺ + 2I^- ® Fe²⁺ + I₂

DЕ = Е⁰_окисл. – Е⁰_вос. = 0,77 – 0,536 = +0,234 В > 0, следовательно реакция протекает в прямом направлении.

Fe³⁺ + 2CI^- ® Fe²⁺ + CI₂

DЕ = Е⁰_окисл. - Е⁰_вос. = 0,77 – 1,36 = -0,59 В < 0, следовательно реакция в прямом направлении протекать не может.

Степень необратимости ОВР тем больше, чем больше разница значений электродных потенциалов.

Однако, не всегда разность стандартных электродных потенциалов может дать однозначный ответ о направлении протекания ОВР.

б) Расчет реального электродного потенциала.

Реальный электродный потенциал определяется уравнением Нернста:

Е = Е⁰ +

В тех случаях, когда в окислительно-восстановительной реакции принимают участие кислородсодержащие ионы, на ход ОВР оказывает влияние рН среды.

Так, для реакции: MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē ® Mn²⁺ + 4H₂O

Е = Е⁰ +

Пример: Определить возможность реакций окисления хлорид, бромид, иодид ионов перманганат ионом при рН=5, рН=3, рН = 1, если

Решение: Согласно Е, рассчитанной на основе Е⁰, перманганат ион может окислять все ионы (CI^-, Br^-, I^-). В зависимости от рН среды реальный электродный потенциал для окислителя будет изменяться.

а) рН = 5 с(Н⁺) =10^-5 , пусть с(МnO ) = c(Мn²⁺) = 1 моль/л

тогда:

В этих условиях перманганат ион может окислять только иодид ионы, так как: DЕ = 1,04 – 1,36 = - 0,22 В < 0 (для хлорид ионов)

DЕ = 1,04 – 1,07 = - 0,03 В < 0 (для бромид ионов)

DЕ = 1,04 – 0,54 = + 0,50 В > 0 (для иодид ионов)

б) рН = 3 с(Н⁺) = 10^-3, пусть с(MnO ) = c(Mn²⁺) = 1 моль/л

тогда:

В этих условиях перманганат ион может окислять иодид и бромид ионы, так как: DЕ = 1,23 – 1,36 = -0,13 В < 0 (для хлорид ионов)

DЕ = 1,23 – 1,07 = +0,16 В > 0 (для бромид ионов)

DЕ = 1,23 – 0,54 = +0,69 В > 0 (для иодид ионов)

в) рН = 1 с(Н⁺) = 10^-1, пусть с(MnO ) = c(Mn²⁺) = 1 моль/л

тогда: Е = 1,51 +

В этих условиях пермангшанат ион может окислять иодид, бромид и хлорид ионы, так как: DЕ = 1,42 – 1,36 = +0,06 В > 0 (для хлорид ионов)

DЕ = 1,42 – 1,07 = +0,35 В > 0 (для бромид ионов)

DЕ = 1,42 – 0,54 = +0,88 В > 0 (для иодид ионов)

Как видно из приведенных примеров, окислительная активность перманганат иона увеличивается с увеличением кислотности среды.

Также, при решении вопроса о направлении протекания ОВР, следует учитывать процессы комплексообразования и формирование (возникновение или исчезновение) фаз. При этом концентрация окисленной или восстановленной форм значительно понижается (определяется значениями К_нест. или ПР), что влияет на величину реального потенциала.