Презентация, доклад по химии на тему Окислительно-восстановительные реакции

 все
                                                                        и  для  близких  людей  и  для  себя,
                                                                           а  если  при  труде  успеха  не будет,
                                                                          неудача – не  беда, попробуйте  ещё.
Д. И. Менделеев.

чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций.
Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель.
Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов.
Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

И память сорока веков!
Еще, быть может, каждый атом-
Вселенная, где сто планет;
Там - все, что здесь, в объёме сжатом,
Но также то, чего здесь нет.
В. Брюсосова.

атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений.
Одни элементы имеют: постоянные степени окисления,
другие — переменные.
Элементы с постоянной положительной степенью окисления относятся - щелочные металлы: 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.
Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.
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°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2.
Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH).
Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

Окислители:

кислорода -2.
2.Подсчитаем число отрицательных зарядов: 4 • (-2) = - 8
3.Число положительных зарядов у марганца – 1.
4.Составляем следующее уравнение:
(+1) + х+ (-2)*4 =0
1+ х - 8=0
Х = 8 - 1 = 7
Х= +7
+7 – это степень окисления марганца в перманганате калия.

0.
Например: Са, Н2, Cl2, Na.
2 .Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F2, равна – 1. Пример: S+6F6-1
3 .Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О2, О3, F2-1O+2 и перекисных соединениях Na2+1 O-12; Н2+1О-12 равна –2
Примеры: Na2O-2, BaO-2, CO2-2.
4 .Степень окисления водорода равна +1, если в соединениях есть хотя бы один неметалл, -1 в соединениях с металлами (гидридах)
5. Степень окисления О в Н2
Примеры: C-4H4+1 Ba+2H2-1 H2
Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ).
Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы.
Степень окисления побочных подгрупп может принимать разные значения. Примеры: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2.
6 . Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения Cu+2, Au+3). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь.
Примеры: H+1N+5O-23, N-3H+13.
7 . Сумма степеней окисления атомов в молекуле (ионе) равна 0 (заряду иона).

меди (II) и гидроксида натрия.

Опыт 2.
1.Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь.
2.Составьте уравнения химических реакций.
3.Определите тип каждой химической реакции.
4.Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции.
5.Подумайте, чем отличаются эти реакции?

– реакция обмена
Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция замещения
Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции.
Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Вторая реакция является ОВР.
Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов.
Cu+2 + 2 е-  Сu0 – окислитель, восстанавливается
Fe0 - 2 е-  Fe+2 - восстановитель, окисляется

разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:
2Са0 + O20  → 2 Са+2O-2
Са - восстановитель; O2 - окислитель
Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2
CO - восстановитель; CuO – окислитель
Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20
Zn - восстановитель; HСl - окислитель
Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O
KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.
4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
Cr+6- окислитель; О-2 - восстановитель 

одновременно повышает и понижает степень окисления.
3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
Сера в степени окисления 0 является и окислителем и восстановителем.
4.Реакции компропорционирования
Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента в различных степенях окисления в результате реакции приобретают одну степень окисления.
5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O
Br+5 – окислитель; Br-1 – восстановитель

при котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. 

одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов.
Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
2.Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
3.Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
4.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями. 5.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
6.Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
7.Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

Сu+2+2e Cu0 2 1о (окислитель)
электронного 2Н0- 2е 2Н+1 2 1в (восстановитель)
баланса

Мg+2 4 1 восстановитель
2О0 + 2 1е 2О-2 2 окислитель
 
Пример 3.
2Н2+1О-2 электр.ток 2Н20+ О20 (р-я разложения)
 
2Н+1 – 2 1е 2Н0 4 2 окислитель
2О-2 + 2 2е 2О0 1 восстановитель

и сплавов

- окисления и восста­новления.
В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.
При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоеди­нении электронов

ОК!
Потерпев урон, восстановитель
Восклицает: «Вот я, помогите!
Электроны мне мои верните!»
Но никто не помогает и ущерб
Не возмещает…»

Вот почему выбран девиз урока:
« Кто-то теряет, а кто-то находит…»