ОВР

Сентябрь 2, 2022

Содержание

2. Вещества, атомы которых в ходе реакции понижают свою с.о. в результате присоединения электронов – это окислители:
3. Вещества, атомы которых повышают свою с.о., теряя электроны, называются восстановителями: S4+–2е=S6+. Восстановители окисляются. Способность отдавать электроны
4. Вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в различных с.о., в ОВР могут проявлять себя
5. Окислитель, восстанавливаясь, превращается в вещество, которое может играть роль восстановителя: Сr+6+3е→Сr+3 и Сr+3-3е→Сr+6. Продукт восстановления окислителя
6. КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР. Делятся на 3 группы: 1)Межатомного и межмолекулярного окисления восстановления - реакции в которых окислитель
7. 3) Реакции самоокисления самовосстановления (диспропорционирования) - окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента,
8. Окислитель со своей восстановленной формой составляет полупару окислительно-восстановительной системы.
9. Другой полупарой является восстановитель со своей окисленной формой. Каждая полупара характеризуется определенным значением потенциала:
10. По значению ОВ - потенциала можно судить об окислительной или восстановительной способности вещества. Чем больше потенциал,
11. Условие протекания ОВР: ΔG °= - nFε ε = Еок-ля-Ев-ля>0, значит Еок-ля>Ев-ля окисленная форма восстановленная форма
12. Электродные потенциалы зависят от соотношения концентраций (активностей) окислительной и восстановительной форм вещества, температуры, природы растворителя, рН
13. Для реакции: МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2О Концентрация воды величина постоянная. В стандартных условиях: [МnО4-]=[Мn2+]=[Н+]=1моль/л, тогда Е=Е0=1,51В.
14. Изменение Е зависит от рН среды: В кислой среде: МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2О, Е0 = 1,51 В В щелочной
15. Окислитель отбирает электроны у восстановителя, и его потенциал должен бать больше потенциала восстановителя, тогда ε =
16. Метод электронно-ионного баланса Применяется для реакций, протекающих в растворах. 1) Записать молекулярную схему процесса, включаются формулы
17. 3) Составить электронно-ионное уравнение процесса окисления, учитывая, что на один ион кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя,
18. 4) Уравнять число отданных и принятых электронов, умножая электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления: МnО4- +
19. Метод электронного баланса Применяют для реакции, протекающих без электролитической диссоциации. 1)Записать молекулярную схему процесса: А1 +
20. 4) Уравнять число отданных и принятых электронов: N+5 + 8е = N-3| 3 А10 –3е =
21. Эквивалентная масса окислителя: Мэ=М/n(+e) Например: MnO4-+5е=Mn2+ Ион Мn+7 принимает 5 электронов, тогда: Мэ(КМnО4)=М(КМnО4)/5=158/5=31,6 г/моль Эквивалентная масса
23. Скачать презентацию

Слайд 2

Вещества, атомы которых в ходе реакции понижают свою с.о. в результате

присоединения электронов – это окислители: S4+ +4е→S0.
Окислитель восстанавливается.
К окислителям относятся, которые содержат элементы, обладающие свойством присоединять электроны, понижая свою с.о.
Способность элементов к присоединению электронов характеризуется энергией сродства к электрону.
Чем больше эта энергия, тем сильнее окислительные свойства, тем легче ему присоединить электроны.
Вещества, содержащие элемент в максимальной степени окисления, проявляют только окислительные свойства.

Слайд 3

Вещества, атомы которых повышают свою с.о., теряя электроны, называются восстановителями: S4+–2е=S6+.

Восстановители окисляются.
Способность отдавать электроны определяет величина энергии ионизации.
Чем меньше эта энергия, тем легче атом отдает электроны, тем сильнее его восстановительные свойства.
В качестве восстановителей широко применяются натрий, калий, кальций, алюминий, магний, цинк и другие металлы, а также вещества содержащие атомы способные отдавать электроны.
Вещества, содержащие элемент в минимальной степени окисления проявляют только восстановительные свойства.

Слайд 4

Вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в различных

с.о., в ОВР могут проявлять себя и как окислители, и как восстановители:
Мn0 – восстановитель.
Мn2+SО4; Мn+4О2; К2Мn+6О4
функции и окислителя и восстановителя
КМn+7О4 – окислитель

Слайд 5

Окислитель, восстанавливаясь, превращается в вещество, которое может играть роль восстановителя:
Сr+6+3е→Сr+3

и Сr+3-3е→Сr+6.
Продукт восстановления окислителя - восстановленная форма, а продукт окисления восстановителя – окисленная форма.
Например, для Сr2О72- (в присутствии Н2SО4) восстановленной формой является Сr3+.

Слайд 6

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР.
Делятся на 3 группы:
1)Межатомного и межмолекулярного окисления восстановления - реакции

в которых окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ:
С + О2 = СО2 МnО2 + 4НВr = МnВr2 + Вr2 + 2Н2О вос-ль ок-ль ок-ль вос-ль
Обмен электронами идет между молекулами.
2)Реакции внутримолекулярного окисления восстановления - реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества.
2КС1+5О32- = 2КС1-1 + 3О20
ок-ль вост-ль
Обмен электронами между окислителем и восстановителем происходит внутри молекулы .

Слайд 7

3) Реакции самоокисления самовосстановления (диспропорционирования) - окислителем и восстановителем являются атомы

одного и того же элемента, находящегося в одинаковой (обязательно промежуточной) с.о. При этом образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента имеют различную с.о.:
3НN+3О2 = НN+5О3 + 2N+2О + Н2О
ок-ль и вост-ль продукт продукт
окисления вос-ия
Обмен электронами происходит внутри молекулы между атомами одного и того же элемента, обладающего одинаковой промежуточной степенью окисления.

Слайд 8

Окислитель со своей восстановленной формой составляет полупару окислительно-восстановительной системы.

Слайд 9

Другой полупарой является восстановитель со своей окисленной формой. Каждая полупара характеризуется

определенным значением потенциала:

Слайд 10

По значению ОВ - потенциала можно судить об окислительной или восстановительной

способности вещества.
Чем больше потенциал, тем сильнее окислитель.
F2(г) +2е = 2F-(р); Е0298=2,87В
Н2(г) +2е = 2Н-(р); Е0298= -2,25 В.
Чем меньше потенциал, тем сильнее восстановитель.

Слайд 11

Условие протекания ОВР:
ΔG °= - nFε<0
ε = Еок-ля-Ев-ля>0, значит
Еок-ля>Ев-ля

окисленная форма восстановленная форма
МnО4- + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2О ; Е=1,54В Fе2+ - 1е = Fe3+ ; Е=0,77В
1) МnО4- может окислить Fe2+, т.к. условие выполняется.
2) Fe3+ не окисляет Mn2+ , поскольку условие ОВР не выполняется.

Слайд 12

Электродные потенциалы зависят от соотношения концентраций (активностей) окислительной и восстановительной форм

вещества, температуры, природы растворителя, рН и др.
Уравнение Нернста:
Е0 – стандартный электродный потенциал процесса;
R – универсальная газовая постоянная,
Т – абсолютная температура;
n – число электронов передаваемых в элементарном процессе;
F – число Фарадея;
С окисл. -концентрация окисленной формы;
С восст. – концентрация восстановленной формы;
х и у коэффициенты в уравнении реакции.
Для 250С уравнение принимает вид:

Слайд 13

Для реакции:
МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2О
Концентрация воды величина постоянная.
В стандартных условиях:
[МnО4-]=[Мn2+]=[Н+]=1моль/л,
тогда

Е=Е0=1,51В.

Слайд 14

Изменение Е зависит от рН среды:
В кислой среде:
МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2О, Е0 =

1,51 В
В щелочной среде:
МnО4- + е = МnО42-; Е0= 0,56В
В нейтральной среде:
МnО4- +2Н2О + 3е= МnО2↓ +4ОН-; Е0 = 0,6В
Видно, что кислая среда способствует переходу окисленной формы в восстановленную, а щелочная – переходу восстановленной формы в окисленную.

Слайд 15

Окислитель отбирает электроны у восстановителя, и его потенциал должен бать больше

потенциала восстановителя, тогда ε = Еок - Евосст>0
Чем больше разность между потенциалами окислителя и восстановителя, тем полнее протекает окислительно-восстановительный процесс.

Слайд 16

Метод электронно-ионного баланса
Применяется для реакций, протекающих в растворах.
1) Записать молекулярную

схему процесса, включаются формулы лишь тех веществ, элементы которых меняют с.о.:
КМnО4 + Na2SО3 + Н2SО4 → МnSО4 + Na2SО4
2) Составить электронно-ионное уравнение процесса восстановления, учитывая, что на один ион кислорода, теряемый частицей окислителя, в кислой среде затрачивается два иона Н+ и образуется одна молекула Н2О; в нейтральной и щелочной среде затрачивается одна молекула Н2О и образуется два иона ОН- :
МnО4- + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2О

Слайд 17

3) Составить электронно-ионное уравнение процесса окисления, учитывая, что на один ион

кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, затрачивается в кислой и нейтральной среде одна молекула Н2О и образуется два иона Н+, в щелочной среде – два иона ОН- и образуется одна молекула Н2О:
SО32- + Н2О –2е = SО42- + 2Н+

Слайд 18

4) Уравнять число отданных и принятых электронов, умножая электронно-ионные уравнения процессов

окисления и восстановления:
МnО4- + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2О|∙2
SО32- + Н2О –2е = SО42- + 2Н+|∙5
5) Умножая на полученные коэффициенты, сложить уравнения окисления и восстановления:
2МnО4-+16Н++5SО32-+5Н2О=2Мn2++8Н2О+5SО42-+10Н+
6) Привести подобные члены:
2 МnО4- + 6 Н+ + 5 SО32- = 2Мn2+ + 3Н2О + 5 SО42-
7) Добавить к ионам необходимое число противоионов:
2КМnО4+3Н2SО4+5Na2SО3=2МnSО4+3Н2О+5Na2SО4+ К2SО4

Слайд 19

Метод электронного баланса
Применяют для реакции, протекающих без электролитической диссоциации.
1)Записать молекулярную

схему процесса:
А1 + КNО3 + КОН → К3А1О3 + NН3↑
2) Провести электронный баланс окислителя:
N+5 + 8е = N-3
3) Провести электронный баланс восстановителя:
А10 –3е = А1+3

Слайд 20

4) Уравнять число отданных и принятых электронов:
N+5 + 8е = N-3|

3
А10 –3е = А13+|8
5) Расставить коэффициенты в уравнении:
8А1+3КNО3+21КОН=8К3А1О4+3NН3+6Н2О
Проверяют коэффициенты в уравнениях ОВР, с участием кислородсодержащих веществ, при помощи кислородного баланса: суммарное число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым.

Слайд 21

Эквивалентная масса окислителя:
Мэ=М/n(+e)
Например: MnO4-+5е=Mn2+
Ион Мn+7 принимает 5 электронов, тогда:
Мэ(КМnО4)=М(КМnО4)/5=158/5=31,6 г/моль
Эквивалентная масса

восстановителя:
Мэ=М/n(-e)
Например: Fe2+-e=Fe3+
Ион Fе2+ отдает один электрон, тогда:
Мэ(FеSО4) = М(FеSО4)/1 =152/1 = 152 г/моль.

ОВР

Содержание

Вещества, атомы которых в ходе реакции понижают свою с.о. в результате

Вещества, атомы которых повышают свою с.о., теряя электроны, называются восстановителями: S4+–2е=S6+.

Вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в различных

Окислитель, восстанавливаясь, превращается в вещество, которое может играть роль восстановителя: Сr+6+3е→Сr+3

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР.Делятся на 3 группы:1)Межатомного и межмолекулярного окисления восстановления - реакции

3) Реакции самоокисления самовосстановления (диспропорционирования) - окислителем и восстановителем являются атомы

Окислитель со своей восстановленной формой составляет полупару окислительно-восстановительной системы.

Другой полупарой является восстановитель со своей окисленной формой. Каждая полупара характеризуется

По значению ОВ - потенциала можно судить об окислительной или восстановительной

Условие протекания ОВР:ΔG °= - nFε<0 ε = Еок-ля-Ев-ля>0, значитЕок-ля>Ев-ля

Электродные потенциалы зависят от соотношения концентраций (активностей) окислительной и восстановительной форм

Для реакции: МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2ОКонцентрация воды величина постоянная. В стандартных условиях: [МnО4-]=[Мn2+]=[Н+]=1моль/л, тогда

Изменение Е зависит от рН среды:В кислой среде: МnО4-+8Н++5е=Мn2++4Н2О, Е0 =