Степень окисления
Ион водорода H в соединениях чаще всего +1:
H+Cl, H2+Sно в соединениях с металлами (гидридах) –1: CaH2–
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Лекция 3 - ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР) 1
Содержание
- 1. Лекция 3 - ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР) 1
- 2. Слайд 2
- 3. Степень окисления простых веществ равна нулю: Н20,
- 4. Кислород О–2 чаще всего –2 (кроме H2O2,
- 5. max с.о. (Me) = + № группыmin
- 6. K+1N+ХO +1+Х + (–2)3 = 0Х = +5(N+ХO )–+Х + (–2)3 = –1Х = +5
- 7. HNO3HNOOO+1-2-2-2+5c.о. N = +5 В
- 8. не ОВРHCl + KOH = KCl + H2OОВРS4+O2 + N4+O2 = S6+O3 + N2+O
- 9. Окисление – процесс отдачи электронов реагирующей частицей
- 10. Процесс окисления:Восстановитель N0 – 3e → N+3Процесс
- 11. Слайд 11
- 12. Типы ОВР1. Межмолекулярная ОВРMn4+O2+4HBr1– = Mn2+Br2+Br20+2H2Oок-ль
- 13. 2. Внутримолекулярная ОВР 2KCl5+O= 2KCl1– + 3Oок-ль
- 14. 3. Реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)2N4+O2 + H2O →
- 15. FeSO4 + KClO3 + H2SO4 = =
- 16. 2. Составляем электронный баланс.Fe2+ – 1e =
- 17. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Метод полуреакций (метод
- 18. Правила для составления материального баланса:а). Недостаток «О»R+H2O→RO+2H+
- 19. 3)NO2- + H2O – 2e- NO3-
- 20. 6)2MnO4- + 6H+ + 5NO2-
- 21. Второй метод. Составление уравнения ОВР с использованием
- 22. Go = -nFEo, где n – число
- 23. Влияние среды на ОВРПерманганат калия KMnO41. Среда
- 24. 2. Среда нейтральная2KMn7+O4 + 3KN3+O2 + H2O
- 25. 3. Среда щелочная2KMn7+O4 + KN3+O2 + 2KOH
- 26. ион, бесцветный р-роксид, бурый осадокманганат-ион, зеленый р-рперманганат-ион MnO4– восстанавливается:кис.нейтрал.щел.
- 27. Влияние концентрации кислоты на ОВРАзотная кислота HNO3Pb0
- 28. N5+ + 3e = N2+
- 29. Слайд 29
- 30. Серная кислота H2SO4Разбавленная серная кислота Mg + H2SO4 MgSO4 + H2
- 31. Концентрированная серная кислота
- 32. Скачать презентанцию
Степень окисления простых веществ равна нулю: Н20, Cl20, S0, Са0 Степень окисленияИон водорода H в соединениях чаще всего +1: H+Cl, H2+Sно в соединениях с металлами (гидридах) –1:
Слайды и текст этой презентации
Слайд 3Степень окисления простых веществ равна нулю:
Н20, Cl20, S0, Са0
H+Cl, H2+S
но в соединениях с металлами (гидридах) –1: CaH2–
Слайд 4Кислород О–2 чаще всего –2
(кроме H2O2, здесь кислород –1)
max
с.о. (O) = 0 (исключение: фторид кислорода O+2 F-12)
min с.о.
(O) = -2Постоянную степень окисления имеют:
атомы щелочных металлов в соединениях +1 (1 группа).
атомы щелочноземельных металлов в соединениях +2 (2 группа в таблице Менделеева).
Слайд 5max с.о. (Me) = + № группы
min с.о. (Me) =
0
max с.о. (неMe) = + № группы
min с.о. (неМе) =
+ № группы – 8max с.о. (F) = 0
min с.о. (F) = -1
|с.о. (Х)| = В(Х)
имеются исключения: HNO3 с.о. (N) = +5, B (N) = 4
Слайд 7HNO3
H
N
O
O
O
+1
-2
-2
-2
+5
c.о. N = +5 В = IV
S
H
H
O
O
O
S
+1
+1
-2
-2
-2
-2
+6
с.о. S
= +6 В=6
= -2
В=2с.о.(S) = +2
Слайд 9Окисление – процесс отдачи электронов реагирующей частицей (молекула, атом, ион),
при которой степень окисления элемента повышается.
Ca0 – 2e →
Ca+2Восстановление – процесс принятия электронов реагирующей частицей, при которой степень окисления элемента понижается.
Al+3 + 3e → Al0
Слайд 10Процесс окисления:
Восстановитель N0 – 3e → N+3
Процесс восстановления:
Окислитель N0 +
3e → N3–
Восстановители: H, Me, элементы в низшей степени окисления
(Na2S2–).Окислители: элементы в высшей степени окисления (KMn7+O4).
Слайд 12Типы ОВР
1. Межмолекулярная ОВР
Mn4+O2+4HBr1– = Mn2+Br2+Br20+2H2O
ок-ль
в-ль
Окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул.
2Сa0 +
O20 = 2Ca2+O2–
Слайд 132. Внутримолекулярная ОВР
2KCl5+O
= 2KCl1– + 3O
ок-ль в-ль
Окислитель и восстановитель – разные элементы, но входят в состав
одной молекулы.
Слайд 143. Реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)
2N4+O2 + H2O → HN3+O2 + HN5+O3
N4+
+ 1
= N3+
N4+ – 1
= N5+
ок-ль
в-ль
процесс
ок-япроцесс вос-е
Слайд 15FeSO4 + KClO3 + H2SO4 =
= Fe2(SO4)3 + KCl
+ 3H2O
Метод электронного баланса
1. Определяем элементы, меняющие степень окисления.
Fe2+SO4 +
KCl5+O3 + H2SO4 = = Fe23+(SO4)3 + KCl– + 3H2O
Слайд 162. Составляем электронный баланс.
Fe2+ – 1e = Fe3+ 6
Cl5+
+ 6e = Cl– 1
ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
3. Из уравнения электронного
баланса ставим коэффициенты.4. Уравниваем в порядке:
Ме, неМе, Н2, проверка по О.
6Fe2+SO4 + KCl5+O3 + 3H2SO4 =
= 3Fe23+(SO4)3 + KCl– + 3H2O
39 O = 39 O
Слайд 17Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Метод полуреакций (метод электронно-
ионного баланса)
Первый метод.
Даны схемы полуреакций.
NO2- NO3-
MnO4- Mn+2
2)
NO2- + H2O NO3- + 2H+MnO4- + 8H+ Mn+2 + 4H2O
Слайд 18Правила для составления материального баланса:
а). Недостаток «О»
R+H2O→RO+2H+ в кислой или
нейтральной среде
R+2OH-→RO+H2O в щелочной среде
б). Избыток «О»
RO+2H+→R+H2O в кислой среде
RO+H2O→R+2OH-
в щелочной и нейтральной средах
Слайд 193)
NO2- + H2O – 2e- NO3- + 2H+
MnO4- +
8H+ +5e- Mn+2 + 4H2O
2
5
10
5
2
4)
5NO2- + 5H2O – 10e-
5NO3- + 10H+2MnO4- + 16H+ +10e- 2Mn+2 + 8H2O
5)
2MnO4- + 16H+ +10e + 5NO2- + 5H2O – 10e 5NO3- + 10H+ + 2Mn+2 + 8H2O
Слайд 20
6)
2MnO4- + 6H+ + 5NO2- 5NO3- +
2Mn+2 + 3H2O
На каждой из указанных выше стадий (3-6) проверять
правильность записи по формуле:(Z) = (Z)
заряд частиц заряд частиц
в лев. части ур-я в прав. части ур-я
7)
5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O
Слайд 21Второй метод. Составление уравнения ОВР с использованием таблицы стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов
NO3- + 2H+ + 2e- NO2- + H2O
20 = +0,94 ВMnO4- + 8H+ +5e- Mn+2 + 4H2O 10 = +1,51 В
10>20
E0 = = o ок-ля - o восст. = 10 - 20 = 1,51-0,94 = 0,57 B > 0
>0 следовательно реакция возможна
Слайд 22Go = -nFEo, где n – число электронов, участвующих в
процессах окисления (восстановления), F – число Фарадея,
Ео – ЭДС
Go
= -5 96500 0,57 = -257 кДж < 0
Слайд 23Влияние среды на ОВР
Перманганат калия KMnO4
1. Среда кислая
2KMn7+O4 + 5KN3+O2
+ 3H2SO4 =
= 2Mn2+SO4 + 5KN5+O3 + K2SO4 +
3H2OMn7+ + 5e = Mn2+ 2
N3+ – 2e = N5+ 5
ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
30 O = 30 O
Слайд 242. Среда нейтральная
2KMn7+O4 + 3KN3+O2 + H2O =
= 2Mn4+O2
+ 3KN5+O3 + 2KOH
Mn7+ + 3e = Mn4+ 2
N3+
– 2e = N5+ 3ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
15 O = 15 O
Слайд 253. Среда щелочная
2KMn7+O4 + KN3+O2 + 2KOH =
= 2K2Mn6+O4
+ KN5+O3 + H2O
Mn7+ + 1e = Mn6+ 2
N3+
– 2e = N5+ 1ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
12 O = 12 O
Слайд 26ион, бесцветный р-р
оксид, бурый осадок
манганат-ион, зеленый р-р
перманганат-ион MnO4– восстанавливается:
кис.
нейтрал.
щел.
Слайд 27Влияние концентрации кислоты на ОВР
Азотная кислота HNO3
Pb0 + 4HN5+O3(конц) =
= Pb2+(NO3)2 + 2N4+O2 + 2H2O
N5+ + 1e = N4+
2Pb0 – 2e = Pb2+ 1
ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
12 O = 12 O
1. Концентрированная азотная к-та
Слайд 28N5+ + 3e = N2+ 2
Pb0 – 2e
= Pb2+ 3
ок-ль
в-ль
ок-е
вос-е
24 O = 24 O
2. Разбавленная
азотная к-та3Pb0 + 8HN5+O3(разб) =
= 3Pb2+(NO3)2 + 2N2+O + 4H2O
