Презентация по химии на тему "Окислительно - восстановительные реакции"

Слайд #1

ОКИСЛИТЕЛЬНО –ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Бражникова Т.И.
преподаватель химии

Слайд #2

2
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов.



Степень окисления (окислительное число, состояние окисления) – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный согласно предположению, что молекула состоит только из ионов.

В отличие от валентности, степень окисления может быть положительной, отрицательной, равной нулю.

Слайд #3

Классификация реакций по изменению степени окисления элементов


1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Ca+2C+4O3-2 = Ca+2O+2 + C+4O2-2


2. Реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Слайд #4

Для определения степени окисления атомов в химических соединениях руководствуются следующими правилами:
1. Кислороду в химических соединениях всегда приписывают степень окисления –2 (исключение составляют фторид кислорода OF2, где степень окисления кислорода +2 и пероксиды типа H2O2, где кислород имеет степень окисления соответственно +1 и –1.

2. Степень окисления водорода в соединениях считают равной +1 (исключение: в гидридах, например, в Ca+2H2-1).

3. Металлы во всех соединениях имеют положительные значения степени окисления.


4

Слайд #5

4. Степень окисления нейтральных молекул и атомов
(например, H2, С и др.) равна нулю, так же как и металлов в свободном состоянии.


5. Для элементов, входящих в состав сложных веществ, степень окисления находят алгебраическим путём.
Молекула нейтральна, следовательно, сумма всех зарядов равна нулю. Например, в случае H2+1SO4-2 составляем уравнение с одним неизвестным для определения степени окисления серы:
2(+1) + х + 4(-2) = 0,
х – 6 = 0,
х = +6.

Слайд #6

Сущность окисления–восстановления

1) Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается.

Al – 3e- = Al+3.

2) Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.

S + 2e- = S-2.

3) Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями.

Слайд #7

Слайд #8

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

Слайд #9

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+2H2О (окислитель)

Н2S+6O4 - окислитель
Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

Слайд #10

10
10
Окислители это:

простые вещества, атомы которых обладают большой величиной электроотрицательности.
Это элементы VII, VI, V групп главных подгрупп, из них наиболее активные – фтор, кислород, хлор.
сложные вещества, катионы которых находятся в высшей степени окисления.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложные вещества, в анионах которых атом металла или неметалла находятся в высшей степени окисления
Например: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4.

Слайд #11

11
11
Восстановители- это:
Элементы I, II, III групп главных подгрупп.
Например: Na, Zn, H2, Al
Сложные вещества, катионы которых находятся в низшей степени окисления. Например: SnCl2, FeCl2 .
Сложные вещества, у которых анионы достигают предельной отрицательной степени окисления.
Например: KI, H2S, NH3
Вещества, ионы которых находятся в промежуточных степенях окисления могут быть как окислителем, так и восстановителем
Например: Na2SO3

Мерой восстановительных свойств служит величина энергии ионизации (это энергия, необходимая для последовательного отделения электронов от атома.)

Слайд #12

Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:
восстановитель - e-  окислитель;
окислитель + e-  восстановитель.

Слайд #13

Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Металлы, водород, уголь;
H2S, SO2, H2SO3 и её соли;
HI, HBr, HCl;
SnCl2, FeSO4, MnSO4, Cr2(SO4)3;
HNO2, NH3, N2H4, NO;
H3PO3;
альдегиды, спирты, муравьиная
и щавелевая кислоты, глюкоза;
катод при электролизе.
Окислители
Галогены;
KMnO4, K2MnO4, MnO2;
K2Cr2O7, K2CrO4;
HNO3;
O2, O3, H2O2;
H2SO4 (конц.), H2SeO4;
CuO, Ag2O, PbO2;
ионы благородных металлов (Ag+, Pd2+,
Au3+ и др.);
FeCl3;
гипохлориты, хлораты и перхлораты;
царская водка, смесь конц. HNO3 и HF;
анод при электролизе.


13

Слайд #14

Методы составления уравнений ОВР
Применяют два метода составления уравнений ОВР:
а) метод электронного баланса;

б) ионно-электронный метод (метод полуреакций).

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен
быть отражен «электронный» и «материальный» баланс.

Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем.

Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и
правой части уравнения должно быть одинаковым.




14

Слайд #15

Подбор коэффициентов ОВР методом электронного баланса проводится
в несколько этапов:

1) записать схему реакции в молекулярной форме, например:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O;


2) определить, атомы каких элементов изменяют степени окисления:
KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2SO4 = Mn+2SO4 + Na2S+6O4 + K2SO4 + H2O;

15

Слайд #16

3) составить электронные уравнения процессов окисления и
восстановления:
S+4 – 2e- = S+6 - окисление (восстановитель),
Mn+7 + 5e- = Mn+2 – восстановление (окислитель);


4)подобрать множители для окислителя и восстановителя согласно правилу; для этого определяется наименьшее общее кратное чисел 2 и 5, оно равно 10, поэтому множителями будут числа для восстановителя 5, для окислителя 2; затем умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:


S+4 – 2e- = S+6  5  5S+4 – 10e- = 5S+6 ,
Mn+7 + 5e- = Mn+2  2  2Mn+7 + 10e- = 2Mn+2;

Слайд #17

5) перенести из электронных уравнений в молекулярное уравнение
реакции коэффициенты перед соответствующими элементами в уравнении реакции:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O;

6) проверить выполнение закона сохранения массы веществ (число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, вводят новые или изменяют полученные коэффициенты:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O.
17

Слайд #18

Взаимодействие кислот с металлами

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Cr Cd Co Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg Au

Слайд #19

H2SO4 (разб.), окислитель Н+
H2 - продукт восстановления металлом, стоящим в электрохимическом ряду напряжения до водорода
Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2

Zn0 – 2 ẽ → Zn+2 1 восстановитель, процесс окисления
2 H+ + 2 ẽ → H2 0 1 окислитель, процесс восстановления

Слайд #20

Взаимодействие цинка с концентрированной серной кислотой
4Zn + 5H2SO4 (конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Zn0 – 2 ẽ → Zn+2 4 восстановитель, процесс окисления
S+6 + 8 ẽ → S -2 1 окислитель, процесс восстановления

Слайд #21

H2SO4 (конц.), окислитель S+6
активный металл
Li – Zn
Соль + H2S-2 + H2O
металл средней активности
Cd – Pb
Соль + S0 + H2O
неактивный металл
+6 (после H2) и Fe (при нагревании)
H2SO4 Соль + S+4О2 + H2O
(КОНЦ.) не реагирует
Au, Pt
при обычной температуре
пассивируются
Al, Cr, Fe

Слайд #22

HNO3, окислитель N+5

не реагирует
Au, Pt
+5
независимо от активности металла
HNO3 Соль + N+4O2 +H2O
(конц.)
при обычной температуре пассируют
Al, Cr, Fe

активный металл 0
Соль + N2 +H2O
+5 металл средней активности +1
HNO3 Соль + N2O +H2O
(разб.) неактивный металл (после Н2) +2
+5 Соль + NO +H2O
HNO3 активный металл Соль+N-3H4NO3+H2O
(оч.разб.)

Слайд #23

Задание:
1. приведите продукты реакций;
2. уравняйте реакции методом электронного баланса;
3. укажите окислитель и восстановитель.
Zn+ H2SO4 (разб) →
Cu+ H2SO4 (разб) →
Zn+ H2SO4 (конц) →
Cu+ H2SO4 (конц) →

Слайд #24

Продукт восстановления MnO4- в различных средах
Н+
Mn+2, бесцветный
раствор
H2O
KMnO4 MnO2, бурый
(MnO4-) осадок
OH-
MnO42-,раствор
зеленого цвета

Слайд #25

Задание:
1. приведите схему реакций;
2. уравняйте реакции методом электронного баланса;
3. укажите окислитель и восстановитель.
K2SO3 + KMnO4 + ….. → K2SO4 + MnSO4 + H2O

K2SO3 + KMnO4 + H2O→ K2SO4 +….. + KOH

K2SO3 + KMnO4 + ….. → K2SO4 +K2MnO4 + H2O

Слайд #26

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

Слайд #27

Факторы, влияющие на ОВР

Слайд #28

В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами.

Часто на протекание реакций оказывает влияние концентрация вещества и температура.
А) Так, реакция взаимодействия хлора с водой на холоде и с разбавленным раствором щелочи протекает с образованием гипохлоритов и хлоридов:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O
28

Слайд #29

Б)При нагревании до 100С и с концентрированным раствором щелочи реакция протекает с образованием хлоратов и хлоридов:

3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O

Катализаторы также существенно влияют на характер протекания реакций. Реакция между тиосульфатом натрия и пероксидом водорода в присутствии катализатора ионов I- протекает следующим образом:

2Na2S2O3 + H2O2 = Na2S4O3 + 2NaOH

В присутствии катализатора молибденовой кислоты H2MoO4 та же реакция протекает иначе:

Na2S2O3 + 4H2O2 = Na2SO4 + H2SO4 + 3H2O
29

Слайд #30

Таким образом, на направление и скорость окислительно-восстановительных реакций влияют

природа реагирующих веществ,
характер среды, температура,
концентрация,
катализаторы и некоторые другие факторы.

30

Слайд #31

Эквивалент окислителя и восстановителя
Окислитель и восстановитель всегда реагируют между собой в отношениях их окислительно-восстановительных эквивалентов или кратных им величин.

Эквивалентом окислителя называется такое количество окислителя, которое отвечает одному присоединённому электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Эквивалентом восстановителя называется такое количество восстановителя, которое отвечает одному отданному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.
31

Слайд #32

В соответствии с этим эквивалентная масса окислителя (восстановителя) mЭ равна его мольной массе М, делённой на число электронов n, которые присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (восстановителя) в данной реакции:



МЭ = М / n, [г/моль].

32

Слайд #33

Так, KMnO4 (М = 158 г/моль) в зависимости от кислотности среды восстанавливается по-разному.

В кислой среде восстановление протекает по уравнению

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ +4H2O,

где n = 5, эквивалент KMnO4 равен 1/5 моль, а его эквивалентная масса МЭ = 158/5 = 31,6 г/моль.

В нейтральной и слабощелочной средах уравнение полуреакции восстановления имеет вид

MnO4- + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH- ,

где n = 3, эквивалент KMnO4 равен 1/3 моль, а эквивалентная масса МЭ = 158/3 = 52,7 г/моль.
33

Слайд #34

При восстановлении KMnO4 в сильнощелочной среде

MnO4- + e- = MnO42- ,

где n=1, эквивалент KMnO4 равен 1 моль, а эквивалентная масса
МЭ = 158/1 = 158 г/моль.

Слайд #35

Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции разделяют на три типа:

1) межмолекулярные – это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:

2Н2S+6O4(конц.) + Сu0 = Сu+2SO4 + S+4O2 + 2Н2О;

2) внутримолекулярные – это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле (атомы разных элементов):

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20.


35

Слайд #36

3) диспропорционирование (реакции самоокисления-самовосстановления, дисмутации) - это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента:

Cl20 + Н2О = HCl+1O + HCl-1.

Слайд #37

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 →

KMnO4 + K2SO 3 + H2O

KMnO4 + K2SO3 + КOH →

укажите окислитель и восстановитель


Составьте уравнения ОВР
методом электронного баланса:
→

Слайд #38

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2+ K2SO4 + H2O

Слайд #39

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.

Слайд #40

Спасибо за внимание!