Презентация, доклад Окислительно-восстановительные реакции 11 класс

окислители и восстановители
5.Типы ОВР
6.Характер протекания ОВР
7. Значение ОВР.

Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие.
Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.
В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н20, О20, F20, Cl20, Br20.
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

+1, кислорода -2.
Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 • (-2) = -14
Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром – 12.
Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12 : 2 = 6.
+ 6 – это степень окисления хрома.
Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна

АЗОТА

А) HNO3
Б) NH3
В) KNO2
Г) NO
 


– 3
-2
+2
+ 3
+4
+5

окисления элементов в соединениях:
MnO2, H2SO4, K2SO3, H2S, KMnO4

окислительно-восстановительные: Br2 + KI → I2 + KBr
SO3 + 2NaOН = Na2SO4 + Н2О
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
СuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Ответ:1,3

в уравнении реакции.
2. Подчеркнем символы элементов, изменяющие степени
окисления.
3. Составим электронный баланс
( уравнения процессов окисления – восстановления).
Находим множители для уравнений процессов
окисления-восстановления.
4. Найденные множители запишем перед формулами продуктов
окислителя и восстановителя, то есть в правую часть уравнения
реакции.
5. Расставим коэффициенты в уравнении реакции:
А) продукты окисления-восстановления
Б) металлы
В) неметаллы
Г) водород
Д) кислород.

поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:
MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O (2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 +2H2O)

только окислителем и принимать электроны.
в N-3Н3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.
Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N+3, S+4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

уравнений реакций MnO2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O (MnO2 – восстановитель)
MnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O (MnO2 – окислитель)
)

в нейтральной среде – MnO2, бурый осадок;
в щелочной среде - MnO42- , раствор зеленого цвета.
К схемам реакций:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
KMnO4 + Na 2SO 3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + KOH
KMnO4 + Na 2SO3 + КOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

Д.З.Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель

t:
С холодным раствором щелочи образуется хлорид и гипохлорит:
Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O
С горячем раствором щелочи образуется хлорид и хлорат :
3Cl2 +6KOH →5KCl + KClO3 +3 H2O

плите:
СН4+ 2О2 = СО2 + 2Н2О
отбеливание ткани или бумаги перекисью водорода: 2Н2О2 = 2Н2О + О2 .
стирка и выведение пятен на одежде :
2HClO = 2HCl + O2

Процесс дезинфекции ванн и других предметов также основан на этом принципе: Са(ClO)2 + СО2 + Н2О = СаСО3 + 2 HClO

2S
образование озона вовремя грозы, окисление азота при образовании молнии,
N2+ O2 = 2 NO 2NO + O2—2NO2
процессы фотосинтеза и дыхания,
6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2

обеззараживание ран раствором перманганата калия– все это окислительно– восстановительные реакции.
 
2KMnO4 =K2MnO4 + MnO2+ O2

и чернеют. На картинных рамах, появляется зеленый налет из-за окисления меди.

Тогда реставраторы используют окислительно– восстановительные свойства пероксида водорода и возвращают первоначальный вид произведениям искусства.
 
PbS + 4Н2О2 = 4Н2О + PbSO4

лодок и т.д.-это окислительно- восстановительный процесс.

2С8Н18 + 25О2 = 16СО2 + 18Н2О

Работа обыкновенной батарейки, аккумулятора ничто иное как окислительно-восстановительная реакция
.Fe+ CuSO4 = FeSO4 + Cu

и значительно облегчают жизнь человека в современном мире.

+ 2O₂ = H₃PO₄
б) KOH + HCl = KCl + H₂O
в) CO₂ + CaO = CaCO₃
г) P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃
ОТВЕТ: А
Укажите какие процессы происходят:
а) N⁰₂ - 4e→ 2N⁺²
б) S⁺⁶ + 2e→ S⁺⁴
в) Fe⁰ - 3e→ Fe⁺³
г) P⁺³ + 2e→ P⁺⁵
ОТВЕТ: а, в - окисление; б, г - восстановление

K2MnO4
Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:
Zn
Сu
AI
Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:
Ca
Au
Mg
Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:
NO
N2
N2O
Какой продукт восстановления KMnO4 пропущен: 2KMnO4 + 3K2SO 3 + H2O = + 3K2SO4 + 2KOH
MnO2
2MnSO4
K2MnO4
(взаимопроверка тестов в парах)

в них коэффициенты методом электронного баланса:
AI + H2SO4 (конц.) →
Ag + HNO3 (конц.) →
KBr + KMnO4 + H2SO4 → …….. + Br2 + K2SO4 + H2O