Презентация, доклад Окислительно-восстановительные реакции 11 класс

Красноярск

+12S -2+Na +1Cl-1

Окислительно-восстановительные реакции
H 02 +O 02 H +12O-2

степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными

положительно заряженный ион: Zn0 – 2e → Zn2+
отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl- -2e →Cl20
S2- -2e →S0
Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe2+ -1e →Fe3+
Mn+2 -2e →Mn+4

превращается в отрицательно заряженный ион
S0 + 2e → S2−
Br0 + e → Br −
Величина положительно заряженного иона (атома)
уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn+7 + 5e → Mn+2
S+6 + 2e → S+4
− или он может перейти в нейтральный атом:
Н+ + е → Н0
Cu2+ + 2e → Cu0

ионы, отдающие электроны. Они в процессе
ОВР окисляются


Типичные восстановители:
● атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn
● простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор;
● отрицательно заряженные ионы: Cl−, Br−, I−, S2−, N−3. Не являются восстановителем фторид- ионы F−.
● ионы металлов в низшей с.о.: Fe2+,Cu+,Mn2+,Cr3+;
● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO32−, NO2−; СО, MnO2 и др.

атомного номера восстановительные свойства элементов ослабевают.
В главных подгруппах с увеличением атомного номера восстановительные свойства возрастают.
Сложные вещества являются восстановителями, если в их составе содержатся атомы элемента в минимальной степени окисления.
N -3H 3 H2 S -2 HBr -1

в процессе ОВР восстанавливаются

Типичные окислители:
● атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ
● ионы металлов в высшей с.о.:
Cu2+, Fe3+,Ag+ …
● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72-, SO3, MnO2 и др.

реакции со фтором).
В периодах с возрастанием атомного номера окислительные свойства усиливаются.
В главных подгруппах с возрастанием атомного номера окислительные свойства ослабевают.
Сложные вещества являются окислителями, если в их состав входят атомы элементов в высшей степени окисления.
S+6O3 HN+5O3 KMn+7O4

иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства

в виде простого вещества, но в его молекуле тройная связь, молекула очень устойчивая, азот химически пассивен.

8e-
промежуточную степень окисления
S0 2e- 8e- 6e-
максимальную (высшую) степень окисления
S+6 2e- 8e- 0e-
Атом, находящийся в минимальной степени окисления, может быть только восстановителем.
S-2 -2е = S0 S-2- 6е = S+4 S-2-8е = S+6
Атом, находящийся в максимальной степени окисления, может быть только окислителем.
S+6 +2е = S+4 S+6+ 6е = S0 S+6- 8е =S-2
Атом, находящийся в промежуточной степени окисления может быть как восстановителем, так и окислителем.
S0 +2е = S-2 S0 - 4е = S+4

способны проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
S+4O2 HN+3O2
S+4 N+3
S-2 S+6 N-3 N+5

+6е

-2е

+6е

-2е

2SO2+O2=2SO3 (восстановитель)
S+2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O
(окислитель)
Н2S+6O4 - окислитель
Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

вeщества = 0
Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе иона равна заряду иона
Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе сложного вещества равна 0.

K+1 Mn+7 O4-2

1+х+4(-2)=0

окисления
2KCl+5O3-2 →2KCl-1 + 3O20
Реакции диспропорционирования, дисмутации
(самоокисления-самовосстановления):
3Cl20 + 6KOH (гор.) →KCl+5O3 +5KCl-1+3H2O
2N+4O2+ H2O →HN+3O2 + HN+5O3

как и в кислоте, например: (NH4)2Cr2+6O7 и H2Cr2+6O7
Степень окисления кислорода в пероксидах
равна -1
Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS2
Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления
В соединениях NH3, CH4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

N+4 (NO2)
(Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); пассивирует Fe, Al, Cr
Разбавленная HNO3: N+5 +3e → N+2 (NO)
(Металлы в ЭХРНМ Al …Cu; неметаллы S, P, As, Se)
Разбавленная HNO3: N+5 +4e → N+1 (N2O) Ca, Mg, Zn
Разбавленная HNO3: N+5 +5e → N0 (N2)
Очень разбавленная: N+5 + 8e → N-3 (NH4NO3)
(активные металлы в ЭХРНМ до Al)

ионно-электронного баланса (или метод полуреакций).
Метод электронного баланса  испoльзуют для cocтaвлeния уравнений прocтых окислительно-восстановительных реакций.
Общee числo элeктрoнoв, oтдaнныx вocстанoвитeлeм дoлжнo рaвнятьcя oбщему числу элeктрoнoв, принятыx  oкислитeлeм.
Пoдсчeт числa пeрeшeдших элeктрoнoв лeжит в oснoвe cocтавления уравнений ОВР.

какое вещество является окислителем, а какое восстановителем и их степени окисления до и после реакции.
Fe+3Cl3 + H2S-2 → Fe +2Cl2  + S0 + HCl
Хлорид железа(III) выполняет роль окислителя. Сероводород является восстановителем.

чиcлo электронов, 
oтдaвaeмыx восстановителем, и чиcлo электронов, принимaeмыx окислителем:



4.     Множители электронного баланса 
запишем в уравнение окислительно-восстановительной реакции кaк ocнoвныe стехиометрические коэффициенты:
2 FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl

равенства вместо стрелки).
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl.
6. Проверим правильность написания путeм пoдcчeтa aтoмoв кaждoгo элeмeнтa в лeвoй и прaвoй чaстях уравнения реакции.

( не Mn7+, а MnO4-)

Видна роль среды как активного участника всего процесса

Не нужно знать все получающиеся в результате реакции вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его

+ 2Н+ → Н2О

в нейтральной или щелочной средах – молекулами Н2О или гидроксид-ионами ОН-
О2- + Н2О → 2ОН-

реакции зависит от условия проведения этой реакции:

от силы окислителя и восстановителя
от концентрации окислителя и восстановителя
от характера среды (кислотности раствора)
от температуры

живых организмах, дыхание, гниение, брожение, фотосинтез. ОВР обеспечивают круговорот веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и другие ценные химические вещества. ОВР лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в эклектическую энергию в аккумуляторах гальванических элементах.

по химии. М.: Изд-во Московского университета, 1978
Новошинский, И.И. Химия. 10 кл.: Учеб. для общеобразоват. Учреждений /И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская. – М.: ООО «Издательство Оникс»:ООО «Издательство «Мтр и образование», 2005 – 352 с.: ил.
Прошлецов, А.Н., Рунов, Н.Н. Справочник по химии для поступающих в ВУЗы. Ярославль: Изд-во ЯГПУ, 2006
Химия. Медико-биологическое значение и применение в медицине металлов и их соединений. Ярославль, ЯГМА, 1998
Хомченко, Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы.: Учебное пособие. – 2-е изд.,испр.- М.: Высшая школа, 1994
Статья «Метод электронного баланса» http://chemyfly.ru/?p=514
Рисунок «Восстановитель и окислитель» http://iighjgh.blogspot.ru/2012/04/blog-post_27.html