Презентация на тему "Окислительно-восстановительные реакции 11 класс"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Окислительно-восстановительные реакции. 11 класс

• 
  Слайд 2

  Понятие окислительно-восстановительных реакций

  Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными

• 
  Слайд 3

  Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

  Атом превращается в 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

• 
  Слайд 4
  

  Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Атом 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

• 
  Слайд 5
  

  Восстановители - атомы, молекулы или 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.

• 
  Слайд 6
  

  Окислители - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны. Они 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.

• 
  Слайд 7
  

  На проявление окислительно-восстановительных свойств влияет такой фактор, как устойчивость молекулы или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она проявляет окислительно-восстановительные свойства

• 
  Слайд 8
  

  Например, азот имеет высокую электроотрицательность и мог бы быть сильным окислителем в виде простого вещества, но в его молекуле тройная связь, молекула очень устойчивая, азот химически пассивен.

• 
  Слайд 9
  

  Или НСLO более сильный окислитель в растворе, чем НСLO4, так как НСLO – менее устойчивая кислота.

• 
  Слайд 10
  

  Если химический элемент находится в промежуточной степени окисления, то он проявляет свойства и окислителя, и восстановителя.

• 
  Слайд 11

  Степени окисления серы: -2,0,+4,+6

  Н2S-2 - восстановитель 2Н2S+3O2=2H2O+2SO2 S0,S+4O2 – окислитель и восстановитель S+O2=SO2 2SO2+O2=2SO3 (восстановитель) S+2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O (окислитель) Н2S+6O4 - окислитель Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

• 
  Слайд 12

  Определение степеней окисления атомов химических элементов

  С.о. атомов х/э в составе простого вущества = 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

• 
  Слайд 13

  Классификация окислительно-восстановительных реакций

  Реакции межмолекулярного окисления 2Al0 + 3Cl20→ 2Al+3 Cl3-1 Реакции внутримолекулярного 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

• 
  Слайд 14

  Это полезно знать

  Степени окисления элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте, например: (NH4)2Cr2+6O7и 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, CH4и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

• 
  Слайд 15

  Окислительные свойства концентрированной серной кислоты

  Продукты восстановления серы: H2SO4+ оч.акт. металл (Mg,Li,Na…) →H2S H2SO4+ акт. металл (Mn,Fe,Zn…) → S H2SO4+ неакт. металл (Cu,Ag,Sb…) → SO2 H2SO4+ HBr → SO2 H2SO4+ неметаллы (C, P, S…) → SO2 Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

• 
  Слайд 16

  Продукты восстановления перманганат – иона в различных средах

• 
  Слайд 17

  Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

• 
  Слайд 18

  Азотная кислота в окислительно-восстановительных реакциях

  Продукты восстановления азота: Концентрированная HNO3: N+5 +1e → 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)

• 
  Слайд 19

  Значение ОВР

  ОВР чрезвычайно распространены. С ними связаны процессы обмена веществ в 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.