Презентация на тему "Окислительно-восстановительные реакции"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Химия Для студентов I курса специальностей: 2080165 — экология, 08040165 — товароведение и экспертиза товаров, 260800 — технология, конструирование изделий и материалы легкой промышленности ИИИБС, кафедра ЭПП к.х.н., доцент А. Н. Саверченко

• 
  Слайд 2
  

  Окислительно-восстановительные реакции

• 
  Слайд 3
  

  Студент должен: 3 Знать: Основные положения теории окислительно-восстанови-тельных реакций Уметь: Составлять уравнения, расставлять коэффициенты, определять окислитель и восстановитель

• 
  Слайд 4
  

  4 Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании предположения, что молекула состоит только из ионов. Следует различать понятия «степень окисления» и «валентность». Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома (для s- и p-элементов) или на внешнем и предвнешнем незавершенном уровне атома (для d-элементов). Это число электронов атома, участвующих в образовании валентных связей.

• 
  Слайд 5
  

  5 Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное, отрицательное и нулевое значение. Часто степень окисления атома численно равна валентности, например, в молекуле HCL валентность атома хлора равна 1, а степень окисления – 1, но иногда может и не совпадать, так, в молекуле CL валентность хлора равна 1, а степень окисления – нулю.

• 
  Слайд 6
  

  6 Для правильного составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо правильно определять величину и знак степени окисления любого атома в молекуле. Для этого следует руководствоваться следующими положениями: а) степень окисления атома элемента в молекуле простого вещества равна нулю; б) степень окисления атома водорода во всех соединениях , кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов, равна +1; в) степень окисления атома кислорода во всех соединениях, кроме пероксидных и OF2, равна -2; г) атомы большинства металлов, обладающих значением электроотрицательности, меньшей 2,1, во всех соединениях проявляют только положительные степени окисления; д) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

• 
  Слайд 7
  

  7 Большинство элементов могут проявлять переменную степень окисления в соединениях. Например, рассчитать степень окисления азота в соединениях KNO2 и HNO3 +1 x -2 KNO2 +1+Χ+(-2)*2=0 Χ=+3 +1 x -2 HNO3 +1+Χ+(-2) *3=0 Χ=+5

• 
  Слайд 8
  

  8 Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. Восстановление – это процесс присоединения электронов. Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. При окислении степень окисления элемента повышается, при восстановлении – понижается. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называют восстановителем;

• 
  Слайд 9
  

  9 Вещество, в состав которого входит вливающийся элемент, - окислителем. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность (металлы, водород, углерод, анионы, находящиеся в низкой или низшей степени окисления). К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (галогены, кислород), катионы и анионы, содержащие атомы в высокой степени окисления (Fe+3, Pb+4, C2O4-1, MnO4-1, ClO4-1 ).

• 
  Слайд 10
  

  10 Окислительно-восстановительные реакции делятся на три группы: 1.Межмолекулярные реакции. В этих реакциях участвуют разные вещества. Например: +4 -2 C0 + O20 = CO2 C0 – 4ē → C+4 O20 + 4ē → 2O-2 C0 – Восстановитель O20 – Окислитель

• 
  Слайд 11
  

  11 2. Внутримолекулярные реакции. В этих реакциях окислитель и восстановитель в одной и той же молекуле, но разные атомы выполняют функции окислителя и восстановителя. Обычно это реакции разложения. Например: -4 +1 CH4 → C0+ H20 C-4 - 4ē → C0 2H+1 + 2ē → H20 C-4 - восстановитель H+1 – окислитель

• 
  Слайд 12
  

  12 3. Реакции диспропорционирования (самоокисления и самовосстановления). В этих реакциях происходит окисление и восстановление атомов и ионов одного и того же элемента. Например: +6 +7 +4 H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O

• 
  Слайд 13
  

  Установить формулы исходных веществ и продуктов реакции. Определить степень окисления в исходных веществах и продуктах реакции. Определить число электронов отданных восстановителем и принимаемых окислителем и коэффициенты при восстановителе и окислителе. Определить коэффициенты при исходных веществах и продуктах реакции, исходя из баланса атомов в левой и правой части уравнений.

• 
  Слайд 14
  

  Взаимодействие сульфата железа (2) с перманганатом калия в кислой среде (H+ ). 1.Напишем уравнение реакции. Расставим степени окисления. +1 +7 -2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + Fe2 (SO4)3 + +2 +6 -2 MnSO4 +H2O +7 +2 Mn → Mn – степень окисления понижается +2 +3 Fe → Fe – степень окисления повышается

• 
  Слайд 15
  

  15 2. Определим число электронов отданных восстановителем и принимаемых окислителем, а также коэффициенты при восстановителе и окислителе: +7 +2 Mn + 5 ē → Mn +2 +3 Fe – ē → Fe

• 
  Слайд 16
  

  16 3.Определим коэффициенты при исходных веществах и продуктах реакции, исходя из баланса атомов в левой и правой части уравнений. KMnO4 + 2FeSO4 → Fe2 (SO4)3 + MnSO4 окислитель восстановитель + 5 ē – 2ē Число отданных и принятых электронов должно быть равно. Наименьшее общее кратное 5 и 2 равно 10. Ищем коэффициент: 2KMnO4 + 10FeSO4 → K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +10 ē -10 ē

• 
  Слайд 17
  

  17 Окисление и восстановление - две стороны единого процесса, и в соответствие с законом сохранения массы количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем. Для отражения окислительно-восстановительного процесса составляют электронные уравнения. О том, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладает данное вещество, можно судить на основании степени окисления элемента в данном соединении.

• 
  Слайд 18
  

  18 Атомы s- и d-элементов в своей низшей степени окисления (нулевой) имеют на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Атомы p-элементов 4-7 групп в своей низшей степени окисления на внешнем энергетическом уровне имеют 8 электронов. И в том и в другом случае атом элемента в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и является только восстановителем.

• 
  Слайд 19
  

  19 Атом элемента в своей высшей степени окисления не имеет ни одного валентного электрона (у атомов s- и p-элементов отданы все электроны внешнего энергетического уровня, у атомов d-элементов и част электронов с предвнешнего слоя недостроенного d-подуровня). Следовательно, дальнейшая отдача электронов таким атомом невозможна, и атом элемента в своей высшей степени окисления может быть только окислителем.

• 
  Слайд 20
  

  20 Если атом элемента находиться в своей промежуточной степени окисления, то возможны как процесс дальнейшей отдачи электронов, так и процесс присоединения, т.е. атом обладает окислительно-восстановительной двойственностью – возможностью вступать в реакции как с восстановителями, так и с окислителями

• 
  Слайд 21
  

  21 Изменение окислительно-восстановительных свойств выглядит следующим образом:

• 
  Слайд 22
  

  22 Число групп SO4-2 в правой части стало на 8 больше, чем в левой части уравнения, поэтому для материального баланса по группам SO4-2 надо добавить в левую часть уравнения 8 молекул H2SO4: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → K2SO4 + 5Fe2 (SO4)3 + 2MnSO4 Считаем сколько атомов водорода в левой части уравнения и в правой части. В левой 16 атомов водорода, в правой части их нет совсем. Для соблюдения материального баланса по водороду в правую часть добавляем 8 молекул воды: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4→ K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 +8H2O

• 
  Слайд 23
  

  23 Это окончательное уравнение. Для проверки достаточно подсчитать число атомов водорода и кислорода в каждой части уравнения. Если числа совпадают, то уравнение составлено верно. Этот многоступенчатый метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций приведен для понимания логики решения многих задач.

• 
  Слайд 24
  

  Пример. 1) Zn0 + H2+SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20 Zn0 - 2 ē → Zn+2 2H+ + 2 ē → H20 Zn0 + 2H+→ Zn+2 + H20 +2 = +2 – проверка 2) Fe0 + 2H+1CL(разб) → Fe+2CL2 + H20↑ Fe0 - 2ē → Fe+2 2H+1 + 2ē → H20 Fe0 + 2H+1 →Fe+2 + H20 +2 = +2

• 
  Слайд 25
  

  25 +6 +3 +4 3) 2Fe0 + 6H2SO4(конц)→Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6H2O Fe0 - 3ē → Fe+3 S+6 + 2ē → S+4 2Fe0 + 3S+6 →2Fe+3 + 3S+4 0 + 18 + 6 + 12 + 18 = + 18 Для соблюдения электронного баланса ищем дополнительные множители

• 
  Слайд 26
  

  Реакции со сложными ионами в различных средах. Взаимодействие перманганата калия с сульфатом калия в разных средах. 1) Кислая среда (избыток H+) Написать уравнение в молекулярной форме и расставить степени окисления +7 +4 +2 +6 KMnO4 + K2SO3 +H2SO4→MnSO4 + K2SO4 + H2O Полное ионное уравнение: K+ + MnO4-1 + 2K+ + SO3-2 + 2H+ +SO4-2 → Mn+2 + SO4-2 +2K+ + SO4-2 + H2O Подчеркнуты ионы, которые изменили свой внешний вид.

• 
  Слайд 27
  

  27 Записать эти частицы претерпевшие изменения, т.е. незавершенные полуреакции: MnO4-1→ Mn+2 SO3-2 → SO4-2 Установим материальный баланс: MnO4-1+ 8H+→ Mn+2 + 4H2O SO3-2 + H2O → SO4-2 + 2H+ Составим баланс по разделам: MnO4-1+ 8H+→ Mn+2 + 4H2O -1+8 → +2+0 +7 → +2 Прибавим в левую часть пять электронов. .

• 
  Слайд 28
  

  28 SO3-2 + H2O→ SO4-2 + 2H+ -2+0 → -2+2 -2 → 0 Следовательно надо отнять два электрона в левой части. Составим электронный баланс (число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов) MnO4-1+ 8H++ 5ē→ Mn+2 + 4H2O 2 SO3-2 + H2O - 2ē → SO4-2 + 2H+ 10 5

• 
  Слайд 29
  

  29 MnO4-1+ 16H+ + 5SO3-2 + 5H2O→ 2Mn+2 + 8H2O+ 5SO4-2 + 10H+ Сложим левые и правые части полуреакций с учетом дополнительных множителей. Сохраним одинаковые частицы в левой и правой части уравнения. 5MnO4-1 + 5SO3-2 + 6H+→2Mn+2 + 5SO4-2 + 3H2O -2+(-10)+6 → +4+(-10)+0 -6 = -6

• 
  Слайд 30
  

  30 Заряд левой части равен заряду правой части значит уравнение составлено верно. Полученные коэффициенты переносим в уравнение, написанное в молекулярной форме: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4→2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O Итак, в кислой среде каждая избыточная частица кислорода взаимодействует с двумя ионами водорода (2H+) с образованием воды, а каждая недостающая частица кислорода (O-2) берется из воды с образованием двух ионов водорода (2H+).

• 
  Слайд 31
  

  31 2) Щелочная среда (избыток OH-и H2o) +7 +4 +6 +6 KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O Окислительвосстановитель MnO4-1 + ē → MnO4-2 SO3-2+2OH- - 2ē → SO4-2 + H2O 2MnO4-1 + SO3 +2OH- → 2MnO4-2+ SO4-2 + H2O -2+(-2)+(-2) → 2*(-2)+(-2)+0 -6 = -6 - проверка. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение: 2KMnO4 + K2SO3 + KOH → 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

• 
  Слайд 32
  

  32 Итак, в щелочной среде каждая недостающая частица кислорода (O-2) берется их двух гидроксильных групп с образованием молекул воды, а каждая избыточная частица кислорода связывается с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп (2OH-). Каждая избыточная частица водорода (H+) связывается с гидроксильной группой с образованием молекул воды.

• 
  Слайд 33
  

  33 3) Нейтральная среда (HOH) В нейтральной среде каждая избыточная частица кислорода взаимодействует с молекулой воды с образованием двух гидроксильных групп (2OH-). Недостающая частица кислорода берется из воды с образованием двух ионов водорода (2H+). Пример: KMnO4 + K2SO3+ H2O→ MnO2↓ + K2SO4 + … MnO4-1 → MnO20 SO3-2→ SO4-2 MnO4-1 + 2H2O + 3ē → MnO20 + 4OH- SO3-2+ H2O - 2ē → SO4-2 + 2H+

• 
  Слайд 34
  

  34 2MnO4-1 +4H2O+3SO3-2+3H2O→2MnO2 +8OH-+3SO4-2+6H+ 2MnO4-1 + 3SO3-2+ 7H2O → 2MnO2 + 3SO4-2+ 6H2O+2OH- 2MnO4-1 + 3SO3-2+ H2O → 2MnO2 + 3SO4-2+2OH- -8 = -8 - проверка 2KMnO4 + 3K2SO3+ H2O→ 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH Итак, среда влияет на характер протекания реакции.

• 
  Слайд 35
  

  +7 -2 +4 +6 KMnO4→ MnO2 +K2MnO4+ O20 В одном и том же веществе находятся и окислитель и восстановитель, но эти функции выполняют разные атомы. Уравняем реакцию методом электронного баланса, так как это реакция разложения кристаллического вещества: Mn+7 +3ē → Mn+4 Mn+7 + 1ē→ Mn+6 2O-2 - 4ē → O20

• 
  Слайд 36
  

  36 2Mn+7 +4ē →Mn+4 + Mn+6 2O-2 - 4ē → O20 2Mn+7+ 2O-2 → Mn+4 + Mn+6 + O20 +10 = +10 – проверка 2KMnO4→ MnO2 + K2MnO4+ O20

• 
  Слайд 37
  

  В одном и том же веществе окислитель и восстановитель, но эти функции несут одинаковые атомы с одинаковыми зарядами. Пример: CL20 + H2O→ HCL-1 + HCLO Реакции идут в растворе, уравняем методом полуреакций: CL0→CL-1 CL0 → CLO-1 CL0 + ē→ CL-1 CL20 + H2O - ē → CLO-1+ 2H+ CL20 + H2O→ CL-1+ CLO-1+ 2H+ 0 = 0 Конечное уравнение: CL2 + H2O= HCL + HCLO

• 
  Слайд 38
  

  38 К окислительно-восстановительным реакциям относятся реакции разложения нитратов (соли азотной кислоты). Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, продукты разложения зависят от солеобразующего металла в ряду стандартных электронных потенциалов:

• 
  Слайд 39
  

  39 Пример: Разложение нитрата кальция +5 -2 +3 Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O20 N+5 + 2ē → N+3 2O-2 - 4ē→ O2 2N+5 + 2O-2 → 2N+3 + O2 +6 = +6 – проверка Конечное уравнение: Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2 Разложение нитрата цинка: Zn(NO3)2 → ZnO + N+4O2 + O20 N+5 + ē →N+4 2O-2 - 4ē → O20 4N+5 + 2O-2 → 4N+4 + O20 +16 = +16 – проверка

• 
  Слайд 40
  

  40 Разложение нитрата серебра: +1 +5 -2 +4 AgNO3 → Ag0+ NO2 + O20 Ag+1 + ē → Ag0 N+5 + ē→N+4 2O-2 + 4ē → O2 Ag+1+ N+5 + 2ē → Ag0 + N+4 2O-2 + 4ē → O2 2Ag+1+ 2N+5 + 2O-2 → 2Ag0 + 2N+4 + O2 +8 = +8 – проверка Разложение при нагревании (термолиз) – важное свойство солей азотной кислоты.

• 
  Слайд 41

  Рекомендуемая литература

  41 Коровин Николай Васильевич. Общая химия: Учебник. - 2-е изд., испр. и доп. - М.: Высш. шк., 2000. - 558с.: ил. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 448 с.: ил. Ахметов Наиль Сибгатович. Общая и неорганическая химия: Учебник для студ. химико-технологических спец. вузов / Н.С.Ахметов. - 4-е изд., исп. - М.:Высш. шк.: Академия, 2001. - 743с.: ил. Глинка Николай Леонидович. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Н.Л.Глинка; Ермаков Л.И (ред.) – 29–е изд.; исп. – М.: Интеграл Пресс, 2002 – 727с.: ил. Писаренко А.П., Хавин З.Я. Курс органической химии – М.: Высшая школа,1975,1985. Альбицкая В.М., Серкова В.И. Задачи и упражнения по органической химии. – М.: Высш. шк., 1983. Грандберг И.И. Органическая химия – М.: Дрофа, 2001. Петров А.А., Бальян Х.В., Трощенко А.Т. Органическая химия М.: Высш. Шк., 1981 Иванов В.Г., Гева О.Н., Гаверова Ю.Г. Практикум по органической химии – М.: Академия., 2000.