Презентация на тему: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительные реакции: определение
Степень окисления
Высшая и низшая степень окисления
Окислитель и восстановитель
Основные положения
Окислитель и восстановитель
Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Составление уравнений ОВР: метод электронного баланса
Влияние среды на протекание ОВР
Влияние среды на протекание ОВР
Составление уравнений ОВР: метод полуреакций
Составление уравнений ОВР: метод полуреакций
H 2 O 2 – окислитель и восстановитель
Взаимодействие металлов с серной кислотой
Направление ОВР
1/18
Средняя оценка: 4.5/5 (всего оценок: 8)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (6137 Кб)
1

Первый слайд презентации: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Изображение слайда
2

Слайд 2: Окислительно-восстановительные реакции: определение

Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР, Red-Ox) Химические реакции С изменением степени окисления (ОВР) Без изменения степени окисления (обменные) В технике: вся металлургическая промышленность основана на окислительно- восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений. В биологических системах: фотосинтез, дыхание, пищеварение – всё это цепи окислительно-восстановительных реакций.

Изображение слайда
3

Слайд 3: Степень окисления

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит только из ионов Степени окисления могут быть : отрицательными (атомы принимают электроны от других атомов) положительными (атомы отдают свои электроны другим атомам) иметь нулевое значение (степень окисления атома, входящего в состав простого вещества) Степень окисления не совпадает с валентностью (числом ковалентных связей) СО С ≡О +2

Изображение слайда
4

Слайд 4: Высшая и низшая степень окисления

Высшая степень окисления – это наибольшее положительное ее значение Для данного элемента максимально возможная положительная степень окисления, как правило равна номеру группы в Периодической системе Д.И. Менделеева. Так, для азота и фосфора наивысшая степень окисления равна +5 (элементы V группы), для углерода и свинца +4 (элементы IV группы). Низшая степень окисления – наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях Сумма всех степеней окисления равна заряду частицы (нулю для молекулы или заряду данного иона).

Изображение слайда
5

Слайд 5: Окислитель и восстановитель

Окислитель (Ок) Cl I, HClO Восстановитель (Вс) S – II, H 2 S Понижает степень окисления Повышает степень окисления Принимает электроны Отдает электроны Восстанавливается Окисляется Cl I + 2e – = Cl – I S – II – 2e – = S 0 HClO + H 2 S = HCl + S + H 2 O 2e Хлорноватистая кислота

Изображение слайда
6

Слайд 6: Основные положения

восстановитель – е окислитель окислитель + е восстановитель Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. Восстановителем называют реагент, который отдает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Изображение слайда
7

Слайд 7: Окислитель и восстановитель

Очевидно, что элемент в высшей степени окисления может проявлять только окислительные свойства, в то время как элемент в низшей степени окисления - только восстановительные. Производные в промежуточной степени окисления могут быть как окислителями, так и восстановителями, например: Видно, что в первой реакции железо (III) восстанавливается до железа (II), в то время как во второй - окисляется до железа (VI). Окислитель и восстановитель

Изображение слайда
8

Слайд 8: Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах

В периодах слева направо окислительные свойства атомов элементов усиливаются, так как уменьшаются их атомные радиусы В главных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства атомов элементов усиливаются В побочных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства атомов элементов уменьшаются

Изображение слайда
9

Слайд 9

К типичным окислителям относятся: галогены, кислород О 2, озон О 3, пероксиды Н 2 О 2, производные элементов в высшей или достаточно высокой степени окисления (например, КМ n О 4, К 2 С r 2 О 7, HNO 3, Р b О 4 ), кислородные соединения галогенов ( Cl 2 O ). К типичным восстановителям могут быть отнесены: простые вещества - металлы (наиболее сильные восстановители из них - щелочные и щелочноземельные); некоторые простые вещества - неметаллы (например, водород и углерод); производные элементов в низших или невысоких степенях окисления (например, H 2 S, SO 2, СО, HI, NH 3, Н 3 РО 3, SnCl 2, FeCl 2 ); многие органические соединения.

Изображение слайда
10

Слайд 10

Классификация ОВР Межмолекулярные Внутримолекулярные Диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления) Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах Окислитель и восстановитель являются атомами разных элементов, но находятся в составе одного вещества Окислитель и восстановитель находятся в одном веществе и являются одним и тем же элементом 2NO 2 = 2NO + O 2 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl +KClO 3 + 3H 2 O Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2 (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Изображение слайда
11

Слайд 11: Составление уравнений ОВР: метод электронного баланса

1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления 2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления 3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов 5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов Al + O 2 = Al 2 O 3 Al 0 – 3e → Al +3 4 O 2 0 + 4e → 2O -2 3 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Изображение слайда
12

Слайд 12: Влияние среды на протекание ОВР

Обычно для создания в растворе кислой среды используют разб. H 2 SO 4. Азотную и соляную применяют редко: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия и гидроксида натрия. H 2 O 2 H + H 2 O и OH − H 2 O 2 + 2H + + 2e = 2H 2 O H 2 O 2 + 2e = 2OH − Cr +3 H + OH − Cr +6 ( K 2 Cr 2 O 7 ) ( раствор оранжевого цвета) Cr +6 ( K 2 CrO 4 ) ( раствор желтого цвета )

Изображение слайда
13

Слайд 13: Влияние среды на протекание ОВР

Число атомов кислорода в левой части полуреакции Кислая среда Щелочная среда Нейтральная среда Избыток + 2Н + → Н 2 О + Н 2 О → 2ОН - + Н 2 О → 2ОН - Недостаток + Н 2 О → 2Н + + 2ОН - → Н 2 О + Н 2 О → 2Н + В кислой среде кислород отдают молекулы воды, а связывается он ионами водорода В щелочной среде кислород предоставляют ионы ОН ¯, а связывается он молекулами воды

Изображение слайда
14

Слайд 14: Составление уравнений ОВР: метод полуреакций

Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение. Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих только в растворах. Достоинства метода. 1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. (Например, ионы и а не атом азота со степенью окисления +3 и атом серы со степенью окисления +4.) 2. Понятие «степень окисления» не используется. 3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции. 4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.

Изображение слайда
15

Слайд 15: Составление уравнений ОВР: метод полуреакций

1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду 2. Записывают формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде 3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов 5. Составляют ионное уравнение реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S  S +... Ок Среда Вс Cr 2 O 7 2– + H + + H 2 S  S + Cr 3+ + H 2 O Cr 2 O 7 2– ( Оф ) → Cr 3+ ( Вф ) H 2 S ( Вф ) → S ( Оф ) Cr 2 O 7 2– + 14 H + + 6e – = 2Cr 3+ + 7H 2 O H 2 S – 2e – = S + 2H + н. о. к. 6 Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – = 2Cr 3+ + 7H 2 O | 1 H 2 S – 2e – = S + 2H + | 3 Cr 2 O 7 2– + 8H + + 3H 2 S = 3S + 2Cr 3+ + 7H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = 3S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O + K 2 SO 4

Изображение слайда
16

Слайд 16: H 2 O 2 – окислитель и восстановитель

H 2 O 2 + H 2 S = S 0 + 2H 2 O Но, встречаясь с очень сильным окислителем, таким, как KMnO 4, пероксид водорода выступает как восстановитель В кислой среде: 2KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O Mn 7+ + 5e = Mn 2+ 2 окислитель H 2 O 2 – 2e = O 2 + 2H + 5 восстановитель

Изображение слайда
17

Слайд 17: Взаимодействие металлов с серной кислотой

H 2 SO 4 ( разб ) + Zn = ZnSO 4 + H 2 ↑ 2 H 2 SO 4 ( конц ) + Zn = SO 2 ↑ + ZnSO 4 + 2 H 2 O 2H 2 SO 4 ( конц ) + Cu = SO 2 ↑ + CuSO 4 + 2H 2 O Окисляет ионом водорода Окислитель за счет серы ( VI )

Изображение слайда
18

Последний слайд презентации: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ: Направление ОВР

Br – + PbO 2 + H +  Br 2 + Pb 2 + + H 2 O Br – + Fe 3+ ≠ Br 2 + Fe 2+ Br 2 + Fe 2+  Br – + Fe 3+ Количественная мера окислительной способности (и восстановительной способности ) – электродный потенциал

Изображение слайда