Окислительно-восстановительные процессы

Август 11, 2022

Главная
Химия
Окислительно-восстановительные процессы

Содержание

2. Окислительно-восстановительные процессы Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав
3. Окислители и восстановители О В Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны
4. Степень окисления
5. Поскольку молекулы веществ электро-нейтральны, алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю. Сумма степеней окисления
6. Определите степени окисления всех элементов в веществах и ионах: а) Ca(ClO2)2 д) (P2O4)4- б) NH4Cl е)
8. К типичным окислителям относят: простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F2, кислород O2, хлор
9. Типичные восстановители – это, как правило: простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности); сложные
12. В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители: перманганат калия (KMnO4); дихромат калия (K2Cr2O7); азотная кислота
13. Классификация окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При
15. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления: Окисление — это процесс
16. Метод электронного баланса
19. Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные
20. Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты
21. Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с
22. Основные схемы окислительно-восстановительных реакций Схема восстановления перманганатов В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в
23. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих
24. Схема восстановления хроматов/бихроматов Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей
25. Соединения хрома VI окисляют: неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0),
26. Окислительные свойства азотной кислоты Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород,
27. концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe.
28. Взаимодействие металлов с серной кислотой Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е.
29. Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами 1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо
32. Скачать презентацию

Слайд 2

Окислительно-восстановительные процессы
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции,
в ходе которых изменяются степени окисления

элементов, входящих в состав
реагирующих веществ.
Под степенью окисления понимают заряд атомов элемента в соединении, вычисленный в предположении, что вещество состоит из простых (одноатомных) ионов.
Рассмотрим две реакции:
Ba2+I-12 + H+12S+6O-24(paзб) = Ba 2+S+6O -24 + 2H+1I-1;
4BaI-12 + 5H2S+6O4(конц} = 4Ba SO4 + H2S2- + 4I02 + 4H2O.
Первая реакция - обменная (степени окисления элементов не изменяются),
а вторая реакция - окислительно-восстановительная, так как у серы степень окисления
уменьшается с +6 до -2 и у йода - повышается с -1 до 0.

Слайд 3

Окислители и восстановители

О
В
Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в

ходе химической реакции.
При этом степень окисления окислителя понижается.
Окислители при этом восстанавливаются.
Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции.
При этом степень окисления восстановителя повышается.
Восстановители при этом окисляются.

Слайд 4

Степень окисления

Слайд 5

Поскольку молекулы веществ электро-нейтральны, алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле

равна нулю.
Сумма степеней окисления атомов в сложном ионе равна заряду иона.

Слайд 6

Определите степени окисления всех элементов в веществах и ионах:
а) Ca(ClO2)2 д)

(P2O4)4-
б) NH4Cl е) (SO3)2-
в) Ba(NO3)2 ж) (HPO4)2-
г) SO2 з) (SiF6)2-
Определите, какое свойство (окислитель; восстановитель;
и окислитель, и восстановитель) могут проявлять выделенные элементы в веществах:
а) S, H2S, H2SO4, SO2, K2SO3
б) Cl2, HCl, KClO, HClO3, NaClO4
в) Mn, MnCl2, MnO2, KMnO4, BaMnO4
г) Cr, Cr(OH)2, K2Cr2O7, KCrO2, K2CrO4

Слайд 7

Слайд 8

К типичным окислителям относят:
простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами
(фтор F2, кислород O2,

хлор Cl2);
сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления:
кислоты (HN+5O3, HCl+7O4), соли (KN+5O3, KMn+7O4), оксиды (S+6O3, Cr+6O3)
соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.

Окислители

Слайд 9

Типичные восстановители – это, как правило:
простые вещества-металлы
(восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической

активности);
сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления:
бинарные водородные соединения (H2S, HBr), соли бескислородных кислот (K2S, NaI);
некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S+4O3)2–, (НР+3O3)2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Восстановители

Слайд 10

Слайд 11

Слайд 12

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:
перманганат калия (KMnO4);
дихромат калия (K2Cr2O7);
азотная кислота

(HNO3);
концентрированная серная кислота (H2SO4);
пероксид водорода (H2O2);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO2, PbO2);
расплавленный нитрат калия (KNO3) и расплавы некоторых других нитратов .
К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:
магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
водород (Н2) и углерод (С);
иодид калия (KI);
сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
сульфит натрия (Na2SO3);
хлорид олова (SnCl2).

Слайд 13

Классификация окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При

этом образуются разные продукты окисления и восстановления.
2Al0 + Fe+32O3 → Al+32O3 + 2Fe0,
C0 + 4HN+5O3(конц) = C+4O2 ↑ + 4N+4O2 ↑+ 2H2O.
Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:
(N-3H4)2Cr+62O7 → N20 ↑+ Cr+32O3 + 4 H2O,
2 NaN+5O-23 → 2 NaN+3O2 + O02↑.
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:
3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,
Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.
2H2S-2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

Слайд 14

Слайд 15

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:
Окисление —

это процесс отдачи электронов восстановителем.
Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.
Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.
Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР):
метод электронного баланса,
метод электронно-ионного баланса (метод полу-реакций) и другие.

Слайд 16

Метод электронного баланса

Слайд 17

Слайд 18

Слайд 19

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций
Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения

процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций.
Среда раствора реакции.
Возможны такие варианты:
окислительная активность усиливается в более кислой среде
и окислитель восстанавливается глубже
(например, перманганат калия, KMnO4, где Mn+7 в кислой среде восстанавливается до Mn+2,
а в щелочной — до Mn+6);
окислительная активность усиливается в более щелочной среде,
и окислитель восстанавливается глубже
(например, нитрат калия KNO3, где N+5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N-3);
либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Слайд 20

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов

ОВР.
Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!
Обратите внимание!
Если среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой.
И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида.

Слайд 21

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ.
Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с

восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N+5.
При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.
В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие.
Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Слайд 22

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций
Схема восстановления перманганатов
В составе перманганатов есть мощный окислитель

— марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Слайд 23

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO4 с сульфидом калия в кислой, нейтральной и

щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S0.
5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 S + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O,
3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O = 2 MnO2↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
K2S + 2 KMnO4 +(KOH)= 2 K2MnO4 + S↓

Перманганаты окисляют:
неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью
окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5;
неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
KMnO4 + неМе (низшая с.о.) = неМе0 + другие продукты
KMnO4 + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
KMnO4 + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
KMnO4 + P-3, As-3= P+5, As+5 + др. продукты

Слайд 24

Схема восстановления хроматов/бихроматов
Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он

образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора.
Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде.
Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде.
Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III).
Соединения хрома Cr+3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах:
в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли),
в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)3,
и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].

Слайд 25

Соединения хрома VI окисляют:
неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0),

исключения — фосфор, мышьяк – до +5;
неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.
Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 + другие продукты
Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты
Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As+5 + другие продукты

Слайд 26

Окислительные свойства азотной кислоты
Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует

водород, в отличие от большинства минеральных кислот.
Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.
Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H2O
Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2 (N+4); оксид азота (II) NO (N+2); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2; нитрат аммония NH4NO3.
Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них.
Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3.
Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.
При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются.

Слайд 27

концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe.

При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;
пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой
азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

Слайд 28

Взаимодействие металлов с серной кислотой
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная

минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода.
Окислителем здесь выступают ионы H+, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.
Например: Fe + H2SO4(разб) = FeSO4 + H2
Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.
H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S+4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д.
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Слайд 29

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами
1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при

комнатной температуре, либо на холоду;
2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием;
3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).
Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:
Cu0 + 2H2S+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O
4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).
Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:
8Na0 + 5H2S+6O4(конц) → 4Na2+SO4 + H2S—2 + 4H2O

Слайд 30

Окислительно-восстановительные процессы

Содержание

Окислительно-восстановительные процессыОкислительно-восстановительными реакциями называ­ются реакции, в ходе которых изменяются степени окисления

Окислители и восстановители ОВОкислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в

Степень окисления

Поскольку молекулы веществ электро-нейтральны, алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле

Определите степени окисления всех элементов в веществах и ионах:а) Ca(ClO2)2 д)

К типичным окислителям относят:простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F2, кислород O2,

Типичные восстановители – это, как правило:простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:перманганат калия (KMnO4);дихромат калия (K2Cr2O7);азотная кислота

Метод электронного баланса

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакцийПродукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с

Основные схемы окислительно-восстановительных реакцийСхема восстановления перманганатов В составе перманганатов есть мощный окислитель