Презентация на тему "Окислительно-восстановительные реакции"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Лекция №8 Окислительно-восстановительные реакции

• 
  Слайд 2
  

  Cтепень окисления (CO) K2Cr2O7 +I +VI -II K2Cr2O7 +1 +6 -2 или Обозначение CO: Что такое CО?   Обозначение заряда: Fe3+ S2-

• 
  Слайд 3
  

  Основные правила определения CO Mg2+ Mg+II S2- S-II N2 0 Me 0 P4 0 S8 0 NN  1. 2. Металлы всегда имеют положительную степень окисления (кроме простых веществ). 3. СO металлов главных подгрупп равна номеру группы +I KCl FrOH +I CaSO4 Sr(OH)2 +II +II AlCl3 +III СО металлов побочных подгрупп: CrO Cr2O3 CrO3 +II +III +VI

• 
  Слайд 4
  

  O (-II),но:H2O2, OF2 OO H ( OO ) H •• •• •• •• -I +II F 4. -I NaF, HF, … H (+I), но: LiH-I, CaH2-I 5. 6. 7. Максимальная, минимальная, промежуточная СО Сl: max (+VII), min (-I), промежут.(0, +I, +III, +V) 8. Дробная СО: Fe3O4 8/3

• 
  Слайд 5
  

  В сложных соединениях KNO3 CO азота: 1 + х - 6 = 0 х = +5 +V Сr2O72- CO хрома: 2х - 14 = -2 х = + 6 +VI LiNbO3 +V U2O72- +VI углерод С -IV 0 +II +IV CH4 C CO CO2 H2CO3 Na2CO3

• 
  Слайд 6
  

    Что такое ОВР? K2SO3 + H2O  KHSO3 + KOH K2SO3 + H2O2 = K2SO4 + H2O IV -I VI -II Об окислителях и восстановителях   Процессы окисления и восстановления На окислителе идет процесс восстановления Cl2 + 2 е = 2Сl- Fe3+ + 1 e = Fe2+ На восстановителе идет процесс окисления Fe2+ - 1 e = Fe3+ 2Cl- - 2 e = Cl2

• 
  Слайд 7
  

  Шкала степени окисления -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 Окисление Восстановление (на восстановителе) (на окислителе)

• 
  Слайд 8
  

  +IV +VI -I -II K2SO3 - вещество-восстановитель SO32- - ион-восстановитель SIV - атом-восстановитель K2SO3 + H2O2 = K2SO4 + H2O H2O2 – вещество-окислитель О22- -ион-окислитель

• 
  Слайд 9
  

  Важнейшие окислители и восстановители Окислители: F2, Cl2, Br2, О2 (при повышенных т-рах) KMnO4, K2Cr2O7, PbO2, HNO3,  +VII +VI +IV +V Катионы металлов более высокой CO: Fe3+, Au3+, Sn4+ Восстановители: Na, Ca, Zn, Al, H2, C, Na2S, KI, SnCl2, Fe(NO3)2, NH3, … -II -I -I +II +II -III Вещества с двойственной природой: H2O2, SO2, KNO2,  -I +IV +III H2O2 + KI+ H2SO4 = H2O + I2 + K2SO4 -I -II окислитель H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O восстановитель -I 0

• 
  Слайд 10
  

  Составление уравнений ОВР Метод электронного баланса PbS + O2 = PbO + SO2 (T ~ 1000C) Главное в металлургии: M+z M0 +ze -II 0 -II IV -II O20+ 4 e= 2 O-II3 S-II - 6 e= SIV 2 3O20+ 2S-II =6O-II +2 SIV 2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2

• 
  Слайд 11
  

  Метод полуреакций K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O VI IV III VI Cr2O72- + 14 H+ + 6 е 2Cr3+ + 7H2O 1 SO32- + H2O - 2 е SO42- + 2H+ 3 Cr2O72- + 14H+ + 3SO32- + 3H2O  2Cr3+ + 7H2O +3SO42- + 6H+ Cr2O72- + 8H+ + 3SO32- 2Cr3+ + 4H2O + 3SO42- K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 +4H2O

• 
  Слайд 12
  

  О том, как составляются полуреакции для уравнивания ОВР в щелочной и нейтральной средах, смотрите на сайте кафедры «Дополнительные материалы» Лекции № 8 «ОВР»

• 
  Слайд 13
  
• 
  Слайд 14
  
• 
  Слайд 15
  
• 
  Слайд 16
  
• 
  Слайд 17
  
• 
  Слайд 18
  

  Что такое эквивалент ? Окислительно-восстановительный эквивалент   ОВЭ = Мr/z Mr (KMnO4) = 158 pH 7 OЭ(KMnO4) 158/5 158/3 158/1 Z – число e Закон эквивалентов   NокVок= Nвосст Vвосст nокислителя = nвосстановителя

• 
  Слайд 19
  

  Дополнительные материалы Лекции № 8 Составление полуреакций для уравнивания ОВР в щелочной и нейтральной средах «ОВР»

• 
  Слайд 20
  

  Лекция № 12 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

• 
  Слайд 21
  

  Метод полуреакций для ОВР, протекающих в щелочной среде

• 
  Слайд 22
  
• 
  Слайд 23
  

  Метод полуреакций, протекающих в нейтральной среде

• 
  Слайд 24
  
• 
  Слайд 25
  

  Электрохимический ряд напряжений металлов Металлы расположены в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

• 
  Слайд 26
  

  Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: 1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность Например:железо (φ° = - 0,44) более сильный восстановитель, чем медь (φ° = + 0,34) Но, катионы Cu2+в водном растворе более сильный окислитель, чем Fe2+

• 
  Слайд 27
  

  2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов после него Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu ↓ Cu + 2AgNO3→ Cu(NO3)2 + 2Ag ↓ Исключение – щелочные и щелочно-земельные металлы 3. Все металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот (HCl, HBr, HI, H3PO4, разбавленная H2SO4) Fe + H2SO4→ FeSO4 + H2 ↑; φ°Fe = -0,44

• 
  Слайд 28
  

  Li Cs Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg Au Усиление восстановительной способности атомов Усиление окислительной способности ионов Li+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Ni2+Pb2+H+Cu2+Ag+Hg2+Au3+ 4. Окислительно-восстановительные свойства металлов и их ионов в ряду напряжения металлов