Презентация на тему Окислительно-восстановительные реакции

коэффициенты, определять окислитель и восстановитель

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.

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.

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.

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

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;

- 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 ).

этих реакциях участвуют разные вещества. Например:

+4 -2
C0 + O20 = CO2
C0 – 4ē → C+4
O20 + 4ē → 2O-2
C0 – Восстановитель
O20 – 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

этих реакциях происходит окисление и восстановление атомов и ионов

одного и того же элемента. Например:
+6 +7 +4
H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O

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.

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

окислителем, а также коэффициенты при восстановителе и окислителе:
+7

+2
Mn + 5 ē → Mn
+2 +3
Fe – ē → Fe

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

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.

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.

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.

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

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

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.

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

+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

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.

→ 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.
.

-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

+ 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

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+).

+4

+6 +6
KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2MnO4 + K2SO4 + H2O
Окислитель восстановитель
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

(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.

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+

+ 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.

+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

- 4ē → O20

2Mn+7 + 2O-2 → Mn+4 +

Mn+6 + O20

+10 = +10 – проверка

2KMnO4 → MnO2 + K2MnO4 + O20

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

азотной кислоты).
Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, продукты разложения

зависят от солеобразующего металла в ряду стандартных электронных потенциалов:

+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

+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.