Окислительно-восстановительные реакции. Презентация по химии на тему "окислительно-восстановительные реакции" Глубина протекания ОВ реакций

23.04.2024

Окислительно- восстановительные реакции самые распространенные и играют большую роль в природе. Они являются основой жизни на Земле, так как с ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных.

Дыхание В процессе дыхания углевод, жиры и белки в реакциях биологического окисления и постепенной перестройки органического скелета отдают спои атомы водорода с образованием восстановленных форм. Последние при окислении в дыхательной цепи освобождают энергию, которая аккумулируется в активной форме в сопряженных реакциях синтеза АТФ.

Химическая коррозия металлов После разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Такой тип коррозии присущ средам, которые не способны проводить электрический ток – это газы, жидкие неэлектролиты.

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Восстановительные реакции. Классификация ОВР. Цели урока: 1. обучающие - систематизировать знания учащихся о классификации химических реакций в свете электронной теории; - научить объяснять основные понятия ОВР; - дать классификацию ОВР 2. развивающие - развивать умение наблюдать, делать выводы; - продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать; 3. воспитательные - формировать научное мировоззрение учащихся, совершенствовать трудовые навыки; -воспитать умение слушать друг друга, анализировать ситуацию, совершенствовать культуру межличностного общения

Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции окислитель восстановитель, процессы окисления восстановления реакции межмолекулярные внутримолекулярные диспропорционирования Оборудование: ПСХЭ Д. И. Менделеева

При образовании определенных видов химической связи происходит процесс присоединения электронов атомом или их отдача, поэтому возможно образование общих электронных пар или заряженных частиц- катионов и анионов Процесс восстановления- процесс принятия электронов атомом (частицей) +n В результате наблюдается понижение степени окисления Т.о. при восстановлении- с.о. понижается Например +2 Задание. Напишите процесс восстановления меди () Процесс окисления - п роцесс отдачи электронов атомом (частицей) n В результате наблюдается повышение степени окисления Т.о. при окислении - с.о. повышается Например Задание. Напишите процесс окисления алюминия ()

Окислитель и восстановитель. Умение определять функции вещества/частицы (окислительные или восстановительные) по с.о. элемента Восстановитель - частица, атом, молекула, отдающие электроны (донор электронов). Восстановитель всегда повышает с.о. Окислитель - частица, атом, молекула, принимающие электроны (получатель электронов). Окислитель всегда понижает с.о. 1. Так если в соединении элемент находится в минимальной с.о., как сера в (-2 это минимальная с.о. серы / №группы -8 /), то соединение высупает в роли восстановителя Например: … 2. Если в соединении элемент находится в максимальной с. о., как сера в – соединение выступает в роли окислителя Например: H …

Важнейшие Окислители и Восстановители Окислители: K H А так же некоторые простые вещества Восстановители H H А так же некоторые простые вещества Металлы, CO, C Задание: Найдите среди предложенных соединений окислители и восстановители HN S CuO

Все химические реакции, которые протекают с изменением с.о. элементов называются окислительно -восстановительными.

Межмолекулярные ОВР- обмен электронами происходит между различными атомами (молекулами, ионами)- окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах: + = Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления – окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (молекуле, частице) = + 2 Реакции диспропорционирования (дисмутации) – реакции в которых один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя и в качестве восстановителя, причем в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же химический элемент в разных с.о. K _________________________________________________________________ Задание К какому типу ОВР относится реакция: N + + HN

ЗАКРЕПЛЕНИЕ 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Является ли реакция ОВР? Определить степень окисления элементов Найти окислитель, восстановитель Определить тип ОВР ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ 1. п.11, учить 2. из текста выписать ОВР всех типов (по два примера)

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Выполнила: Учитель химии Баймухаметова Батила Тургинбаевна Окислительно-восстановительные реакции

2 слайд

Описание слайда:

Девиз урока «Кто-то теряет, а кто-то находит…» Сами, трудясь, вы сделаете все и для близких людей и для себя, а если при труде успеха не будет, неудача – не беда, попробуйте ещё. Д. И. Менделеев.

3 слайд

Описание слайда:

4 слайд

Описание слайда:

Тема урока: «Окислительно-восстановительные реакции» Цель: Познакомиться с окислительно-восстановитель-ными реакциями и выяснить, в чём отличие обменных реакций от окислительно-восстановительных реакций. Научиться определять в реакциях окислитель и восстановитель. Научиться составлять схемы процессов отдачи и принятия электронов. Познакомиться с важнейшими окислительно-восстановительными реакциями, встречающимися в природе.

5 слайд

Описание слайда:

Быть может, эти электроны- Миры, где пять материков, Искусства, знанья, войны, троны И память сорока веков! Еще, быть может, каждый атом- Вселенная, где сто планет; Там - все, что здесь, в объёме сжатом, Но также то, чего здесь нет. В. Брюсосова.

6 слайд

Описание слайда:

Что такое степень окисления? Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений. Одни элементы имеют: постоянные степени окисления, другие - переменные. Элементы с постоянной положительной степенью окисления относятся - щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следующие элементы II группы периодической системы: Ве+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ва+2, Ra+2, Zn+2, а также элемент III А группы - А1+3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления. Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F. В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н2, О2, F2, Cl2, Br2. Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н20), -1 (NaH). Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

7 слайд

Описание слайда:

Важнейшие восстановители и окислители Восстановители: Окислители: Металлы-простые вещества Водород Углерод Оксид углерода(II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы(IV) (SO2) Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в промежуточных степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота HNO2 Аммиак NH3 Оксид азота(II) (NO) Галогены Перманганат калия(KMnO4) Манганаткалия (K2MnO4) Оксид марганца (IV)(MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (конц.H2SO4) Оксид меди(II) (CuO) Оксид свинца(IV) (PbO2) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3) Органическиенитросоединения

8 слайд

Описание слайда:

Степень окисления марганца в соединении перманганата калия KMnO4. 1.Степень окисления калия +1, кислорода -2. 2.Подсчитаем число отрицательных зарядов: 4 (-2) = - 8 3.Число положительных зарядов у марганца – 1. 4.Составляем следующее уравнение: (+1) + х+ (-2)*4 =0 1+ х - 8=0 Х = 8 - 1 = 7 Х= +7 +7 – это степень окисления марганца в перманганате калия.

9 слайд

Описание слайда:

Правила определения степеней окисления 1 .Степень окисления элемента в простом веществе равно 0. Например: Са, Н2, Cl2, Na. 2 .Степень окисления фтора во всех соединениях, кроме F2, равна – 1. Пример: S+6F6-1 3 .Степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме О2, О3, F2-1O+2 и перекисных соединениях Na2+1 O-12; Н2+1О-12 равна –2 Примеры: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4 .Степень окисления водорода равна +1, если в соединениях есть хотя бы один неметалл, -1 в соединениях с металлами (гидридах) 5. Степень окисления О в Н2 Примеры: C-4H4+1 Ba+2H2-1 H2 Степень окисления металлов всегда положительна (кроме простых веществ). Степень окисления металлов главных подгрупп всегда равна номеру группы. Степень окисления побочных подгрупп может принимать разные значения. Примеры: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6 . Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы (исключения Cu+2, Au+3). Минимальная степень окисления равна номеру группы минус восемь. Примеры: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7 . Сумма степеней окисления атомов в молекуле (ионе) равна 0 (заряду иона).

10 слайд

Описание слайда:

Лабораторная работа Правила техники безопасности. Опыт 1. Проведите химическую реакцию между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия. Опыт 2. 1.Поместите в раствор сульфата меди (II) железный гвоздь. 2.Составьте уравнения химических реакций. 3.Определите тип каждой химической реакции. 4.Определите степень окисления атома каждого химического элемента до реакции и после реакции. 5.Подумайте, чем отличаются эти реакции?

11 слайд

Описание слайда:

Ответы: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – реакция обмена Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция замещения Реакция №2 отличается от реакции №1 тем, что в данном случае изменяется степень окисления у атомов химических элементов до реакции и после реакции. Обратите внимание на это важное отличие двух реакций. Вторая реакция является ОВР. Подчеркнем в уравнении реакции символы химических элементов, которые поменяли степень окисления. Выпишем их и укажем, что атомы сделали со своими электронами (Отдали или приняли?), т.е. переходы электронов. Cu+2 + 2 е-  Сu0 – окислитель, восстанавливается Fe0 - 2 е-  Fe+2 - восстановитель, окисляется

12 слайд

Описание слайда:

Классификация окислительно-восстановительных реакций 1.Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: 2Са0 + O20 → 2 Са+2O-2 Са - восстановитель; O2 - окислитель Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - восстановитель; CuO – окислитель Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn - восстановитель; HСl - окислитель Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - восстановитель; MnO2 - окислитель.

13 слайд

Описание слайда:

2.Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- окислитель; О-2 - восстановитель

14 слайд

Описание слайда:

3.Реакции диспропорционирования Окислительно - восстановительные реакции, в которых один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Сера в степени окисления 0 является и окислителем и восстановителем. 4.Реакции компропорционирования Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента в различных степенях окисления в результате реакции приобретают одну степень окисления. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – окислитель; Br-1 – восстановитель

15 слайд

Описание слайда:

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса 1.Записывают схему реакции KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Проставляют степени окисления атомов элементов, у которых она изменяется KMn+7O4+ KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4.Уравниваютчисло принятых и отданных электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5.Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O

16 слайд

Описание слайда:

Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, при котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

17 слайд

Описание слайда:

Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов. Рассмотрим процесс на примере взаимодействия цинка с разбавленной серной кислотой:

18 слайд

Описание слайда:

Запомним: 1.Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. 2.Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается. 3.Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается. 4.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями. 5.Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями. 6.Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением. 7.Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

1.ОВР.Классификация ОВР.
2.Метод электронного баланса.
3.Метод полуреакций.

Цели и задачи:

Закрепить умения учащихся применять понятие «степень окисления» на практике.
Обобщать и дополнять знания учащихся об опорных понятиях теории ОВР.
Совершенствовать умение учащихся применять эти понятия к объяснению фактов.

Цели и задачи:

Познакомить учащихся с сущностью метода полуреакций.
Сформировать умение выражать сущность окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, ионно-электронным методом.

Окислитель и восстановитель

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.
Восстановителем называют реагент, который отдает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

ПРОЦЕСС ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления .
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Правила определения функции соединения в окислительно-восстановительных реакциях.

1. Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть окислителем.
2. Если элемент проявляет в соединении низшую степени окисления, то это соединение может быть восстановителем.
3. Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как воcстановителем, так и окислителем.
Задание:
Предскажите функции веществ в окислительно-восстановительных реакциях:

Важнейшие окислители и восстановители Опорные понятия теории ОВР

Вопросы:
1. Что называется процессом восстановления?
2. Как изменяется степень окисления элемента при восстановлении?
3. Что называется процессом окисления?
4. Как изменяется степень окисления элемента при окислении?
5. Определите понятие «восстановитель».
6. Определите понятие «окислитель».
7. Как предсказать функцию вещества по степени окисления элемента?
8. Назовите важнейшие восстановители и окислители.
9.Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

Химические реакии Химические реакции

По изменению степени окисления атомов элементов

Окислительно-восстановительные

Без изменения степени окисления атомов элементов
К ним относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными
называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Классификация ОВР

реакции межмолекулярного окисления-восстановления

реакции внутримолекулярного окисления-восстановления,

реакции диспропорционирования, дисмутации или самоокисления-самовосстановления

Межмолекулярные реакции:

Частицы- доноры электронов (восстановители) – и частицы- акцепторы электронов (окислители) – находятся в разных веществах.
К этому типу относится большинство ОВР.

Внутримолекулярные реакции

Донор электронов - восстановитель- и акцептор электронов – окислитель – находятся в одном и том же веществе.

Реакции дисмутации, или диспропорционирования, или самоокисления-самовосстановления

Атомы одного и того же элемента в веществе выполняют одновременно функции и доноров электронов (восстановителей) и акцепторов электронов (окислителей).
Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы химических элементов в промежуточной степени окисления.

Составление окислительно-восстановительных реакций

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют:
1) метод электронного баланса
2) Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций, или ионно-электронным методом

Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислителю.
Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
Недостаток метода - при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

Алгоритмическое предписание для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1.Составить схему реакции.
2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. В первом случае выполнить все последующие операции.
4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.

5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещения электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещения электронов к атому элемента)
7. Определить восстановитель (атом элемента, от которого смещаются электроны) и окислитель (атом элемента, к которому смещаются электроны).

8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
11. Проверить уравнение реакции.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций, или ионно-электронным методом

Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение.
Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих только в растворах.
Достоинства метода.
1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. (Например, ионы а не атом азота со степенью окисления +3 и атом серы со степенью окисления +4.)
2. Понятие «степень окисления» не используется.
3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции.
4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.

Основные этапы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом

(на примере взаимодействия цинка с концентрированной азотной кислотой)
1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, и окислитель и продукт его восстановления:

Источник

ЕГЭ. ХИМИЯ: Универсальный справочник/ О.В.Мешкова.- М.: ЭКСМО, 2010.- 368с.

ГБОУ ВПО ТюмГМА Минздрава России
Кафедра аналитической и органической химии
Химия общая и неорганическая
Окислительновосстановительные реакции
Лекция для студентов 1 курса фармацевтического факультета

Классификация реакций

2
Все химические реакции можно
разделить на 2 группы, в одних
реакциях степень окисления атомов
остается неизменной (обменные
реакции), а в других реакциях она
меняется – это окислительновосстановительные реакции.
Протекание их связано с переходом
электронов от одних атомов (ионов) к
другим.
2

Процесс отдачи электронов окисление, сопровождается увеличением

уменьшением отрицательной. Процесс
принятия электронов - восстановление,
сопровождается уменьшением
положительной степени окисления или
увеличением отрицательной.
3
3

Атомы, молекулы или ионы,
присоединяющие электроны, называются
окислителями. Атомы, молекулы или ионы,
отдающие электроны, называются
восстановителями.
Окисление всегда сопровождается
восстановлением. Окислительновосстановительные реакции представляют
собой единство двух противоположных
процессов – окисления и восстановления.
4

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.
5
5

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
6последовательного отделения электронов от атома.)6

Три типа окислительно-восстановительных реакций.

Три типа окислительновосстановительных реакций.
- межмолекулярные,
- внутримолекулярные,
- диспропорционирования
- В межмолекулярных ОВР
элементы
окислитель и восстановитель находятся в
разных веществах. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- восстановление
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+
- окисление
7

Внутримолекулярные
реакции
происходят с изменением степени
окисления разных атомов в одной и той
же молекуле. Например:
2 КClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2О2- - 4е- = О2
8
- восстановление
- окисление
8

Реакции диспропорционирования

протекают с одновременным
уменьшением и увеличением
степени окисления атомов одного
и того же элемента.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - восстановление
1 N 3+ - 2е = N 5+ - окисление
9

Влияние среды на характер протекания ОВР

- ОВР могут протекать в различных
средах: в кислой (избыток Н3О+ - ионов),
нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток
ОН- - ионов).
В зависимости от среды может
меняться характер протекания реакции
между одними и теми же веществами.
Среда влияет на изменение степени
окисления атомов.
10

Рассмотрим несколько примеров.

KMnO4 (перманганат калия) является
сильным окислителем, в сильнокислой
среде восстанавливается до ионов Мn2+,
в нейтральной среде - до MnO2 (оксида
марганца IV) и в сильно щелочной среде
- до МnО42- (манганат-иона).
1.
11

Схематично:
Окисленная
форма
Восстановленная
форма
Н3О+
KMnO4
Н2О
ОН-
Мn 2+ (бесцветный р-р)
MnO2 (бурый осадок)
МnО42- (зеленый р-р)
12

Окислительно- восстановительная двойственность пероксида водорода

Окислительно- восстановительная
двойственность пероксида водорода
Пероксид водорода как окислитель.
Н –О
Н– O
Н+
+
ОН-
2Н2О
2ОН-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
Н2О2 + 2е = 2ОН-
Пероксид водорода как восстановитель.
Н –О
Н –O
13
Н+
O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
ОН- O2 + 2Н2О;
Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О
13

Окислительные свойства К2СrО4 и К2Сr2О7

3. Хромат калия К2СrО4 и дихромат калия
К2Сr2О7 - сильные окислители. В кислых и
щелочных растворах соединения Сr(III) и
Сr(VI) существуют в разных формах.
Окисленная
Восстановленная
форма
форма
Cr2O72- + H3O+
2 Cr 3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Метод электронно-ионного
баланса (метод полуреакций).
Реакции, протекающие в кислой среде.
Правило: если реакция протекает в кислой
среде, то можно оперировать ионами Н3О+
(Н+) и молекулами воды. Ионы Н3О+ (Н+)
записывают в той части уравнения
полуреакции, где есть избыток кислорода,
молекулы воды записывают
соответственно в той части, где кислорода
нет или есть недостаток его. Причем
количество Н3О+ (Н+) берется в два раза
больше, чем количество избыточных атомов
16
кислорода.

Пример 1.
КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
ок
вос
среда
Решение
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SО32- + Н2О – 2е = SО42- + 2Н+
2MnО4- +16H++5SО32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 = 2MnSO4 + К2SO4 +5Na2SO4
+ 3H2O
КMnО4 –окислитель, вос-ся; Nа2SО3 –восстановитель, окис-ся
17

Пример 2.

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
ок.
вос.
среда
Решение.
1| Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O
3| 2Br- - 2e = Br2
Cr2O72- + 14H+ + 6Br- = 2Cr3+ + 7H2O + 3Br2
Na2Cr2O7 + 6KBr + 7 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Br2 +
3 К2SO4 + Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 - окислитель, восстанавливается;
18KBr - восстановитель, окисляется.
18

Реакции, протекающие в щелочной среде.

Правило: если реакция протекает в
щелочной среде, то можно оперировать
ионами ОН- и молекулами воды. Ионы ОНзаписываются в той части уравнения
полуреакции, где есть недостаток
кислорода, молекулы воды записываются
соответственно в той части, где
кислорода больше. Причем, на каждый
недостающий атом кислорода записывают
два иона ОН-.
19
19

Пример 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
вос.
ок.
среда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O
3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - восстановитель, окисляется;
KNO3 - окислитель, восстанавливается.
20

Пример 2.

КMnО4 +Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
ок.
вос.
среда
Решение.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KМnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2О
21

Реакции, протекающие в нейтральной среде.

22
Правило: если реакция протекает в нейтральной среде,
следует оперировать только молекулами воды. Причем
избыток кислорода в окислителе связывается молекулами
воды, за счёт ионов Н3О+ (Н+), на каждый избыточный атом
кислорода расходуется одна молекула воды, которая
ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе
накапливаются ОН- - ионы и ставятся они в правую часть
уравнения полуреакции. Недостаток кислорода
восстановитель восполняет из молекул воды за счет ОН- ионов, на каждый недостающий атом кислорода расходуется
одна молекула воды, которая ставится в левую часть
уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ионы
Н3О+ (Н+) и ставятся они в правую часть уравнения
полуреакции.
22

Пример 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
ок.
вос.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 +3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
КMnО4–окислитель, вос-ся;
23
Nа2SО3–восстановитель, окис-ся
23

Пример 2.

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
вос.
ок.
среда
Решение.
2 | MnO4- + 2 H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | Mn2+ + 2 H2O - 2e = MnO2 + 4 H+
2MnO4- +4H2O+3Mn2++6H2O=2MnO2+8OH-+3MnO2+12H+
3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4
MnSO4 - восстановитель, окисляется;
KMnO4 – окислитель, восстанавливается.
24

Теория возникновения
равновесных электродных и
окислительно-восстановительных
потенциалов
Определение направления
окислительно-восстановительного
процесса

Механизм возникновения электродного потенциала

Ме Меn+ + n e

При погружении металла в воду…

Ме + m Н2О Меn+(Н2О)m+n e
Меn+(Н2О)m+ne Ме + m Н2О
Ме +m Н2О Меn+ (Н2О)m+
ne

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Если металл погрузить в раствор его соли, то процессы протекающие на границе «металл – раствор», будут аналогичными.

Zn
Cu
Для сравнения электродных
потенциалов различных
металлов выбирают
стандартные условия:
температура - 250 С, давление
- 101,3 кПа, активность
одноименного иона - 1 моль/л.
Разность потенциалов,
возникающая между
металлом и раствором в
таких условиях называется
стандартным электродным
потенциалом.

Стандартный электродный потенциал

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС гальванического элемента, составленного из данного электрода и электрода сравнения. В каче

Стандартный электродный потенциал (Е0)- это ЭДС
гальванического элемента, составленного из данного электрода и
электрода сравнения. В качестве электрода сравнения
используют нормальный водородный электрод (нвэ):
H2 2H+ + 2e
Pt (H2) | 2H+
Н2
Платиновый электрод,
покрытый платиновым
порошком, в водном
растворе кислоты с
с(Н+) = 1 моль/л и
омываемый
газообразным водородом
(р = 1 атм)
при 298 К

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Li
Ba
Na
Zn
Fe
Pb
-3,04
-2,90
-2,71
-0,76
-0,44
-0,13
Li+
Ba2+
Na+
Zn2+
Fe2+
Pb2+
H2
0
2H+
Cu
Ag
Au
+0,34
+0,80
+1,5
Cu2+
Ag+
Au3+

Величина потенциала в реальных условиях
рассчитывается по уравнению Нернста:
E Me n / Me E
0
Me n / Me
RT
ln a Me n
nF
Переходной множитель от ln к lg
RT
при 20 С:
2,303 0,058
F
RT
0
при 25 С:
2,303 0,059
F
0
E Me n / Me E
0
Me n / Me
0,059
lg a Me n
n

E
0
Men / Me
- стандартный электродный потенциал,
измеренный при стандартных условиях:
Т 298 К
aMen 1 моль/л
F 96500 Кл / моль
Дж
R 8,314
моль К

Если известен потенциал водородного электрода, можно рассчитать рН раствора:

E2 H / H E
2
0
2H / H2
0,059 lg a H
=0
lg a H pH
pH
E2 H / H 0
2
0,059

Хлорсеребряный электрод (ХСЭ)

Ag, AgCl | KCl
Электрод второго рода
AgCl
KCl
Ag
При погружении в раствор
соли одноименного
аниона его потенциал
будет определяться
активностью аниона в
растворе.

Ag Ag+ + e
(1)
Ks
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем
меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. в этих
условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал,
возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:
E х.с. Е
0
Ag
Ag
RT
ln a Ag
nF

K s a Ag aCl ; a Ag
Eх.с. Е
Eх.с. Е
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Ks
aCl
RT K s
ln
nF aCl
RT
RT
ln K s
ln aCl
nF
F
0,222
E х.с. 0,222 0,059 lg a Cl

    E х.с.

E х.с.
Значение потенциала хлорсеребряного
электрода при разных концентрациях водного
раствора KCl при Т= 298 К

Гальванические элементы

Изометаллические
Биметаллические

Гальванический элемент (биметаллический)

Анод: Zn - 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Граница раздела фаз
-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +
Устранен диффузионный
потенциал
р-р ZnSO4
р-р CuSO4

Мерой работоспособности ГЭ элемента является ЭДС или разность потенциалов электродов:

ЕГЭ Екатода Еанода;
ЕГЭ Е
0
0
кат.
Е
0
если Е0Zn 2 / Zn 0,76 B ; ECu
0,34,
2
/ Cu
то, Е
0
ГЭ
0,34 (0,76) 1,1 B
0,059
E Zn 2 / Zn Е
lg a Zn 2
n
0,059
0
ECu2 / Cu ЕCu2 / Cu
lg a Cu2
n
0
Zn 2 / Zn
E ГЭ
0,059 a Cu2
1,1
lg
n
a Zn 2
0
ан.

Концентрационный гальванический элемент (изометаллический)

Анод: Zn Zn2+(0,1н) +2e
Катод: Zn2+(1н) +2e Zn
Zn2+(1н) Zn2+(0,1н)
- Zn|Zn2+(0,1н)||Zn2+(1н)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 н (a1)
p-p ZnSO4 1 н (a2)
a1 < a 2

E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E ГЭ
0,059
lg a Zn 2 (a 2)
n
0,059
lg a Zn 2 (a1)
n
0,059 a 2
lg
n
a1

Окислительно-восстановительные потенциалы

Pt
Fe 2+(р-р) Fe 3+(р-р)+е (Pt пл-ка)
Red Ox + ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная форма
Уравнение Нернста:
FeCl2 , FeCl3
Е ок. ф./ в.ф. Е
0
ок. ф./ в.ф.
RT Сокисл. ф-ма
ln
nF
Свосст. ф-ма
Стандартный ОВ потенциал

Вальтер Фридрих Герман Нернст (1864-1941)

ОВ потенциал зависит от:

температуры
природы окислителя и восстановителя
концентрации окисленной и
восстановленной форм
рН среды

Стандартный ОВ потенциал

ЭДС ГЭ, составленного из окислительновосстановительной
системы,
содержащей
окисленную и восстановленную формы в
концентрациях 1 моль/л и НВЭ – есть
стандартный ОВ потенциал данной ОВ
системы

Если составить ГЭ из MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+,
то стандартный ОВ потенциал = +1,51 В.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 моль/л
а(H+)= 1 моль/л

В реальных условиях расчет ОВ потенциала системы MnO4-/Mn2+ производится по уравнению Нернста:

Е MnO / Mn 2
4
4
8
RT [ MnO ][ H ]
1,51
ln
2
5F
[ Mn ]

Чем больше стандартный ОВ
потенциал системы, тем в большей
степени выражены ее окислительные
свойства в стандартных условиях.
Например,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0= 1,51 B
E0= 0,77 B
E0= 0,15 B

Критерии самопроизвольного протекания ОВ реакций

G 0
G реакции Gпрод. Gисх. в.
G Аполезная Аэл.
Аэл. q E
q nF
Переносимый эл.
заряд
Эл. работа по
переносу электронов
Разность потенциалов
между электродами
Число электронов, переходящих в
элементарном акте ОВР
E Eок ля Ев ля
G nF E
если G 0, то E 0

Пример:

3
Со / Co
2
E
0
(ок., в.)
1,84 В
Fe 3 / Fe 2 E (0ок., в.) 0,77 В
Со
3
окислитель
Fe
2
2
восстанови тель
Е Е
Е 0, следовательно, реакция протекает
0
ок.
Е
Co Fe
3
0
восс.
1,84 0,77 1,07
самопроизвольно слева направо

Глубина протекания ОВ реакций

А В С D
K х. р.
[ D ]
; G 0 RT ln K х. р.
[ A][ B ]
0
G
nF E
RT ln K х. р. nF E nF (Eок0 л я Eв0 л я)
nF (Eок0 л я Eв0 л я)
ln K х. р.
RT
ln K х. р. тем больше, чем больше разность Eок0 л я Eв0 л я,
а K х. р. оценивает глубину протекания хим. реакции

Окислительно-восстановительные ГЭ

Окислительновосстановительные ГЭ

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
e
Pt
Pt
e
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
e
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
При замыкании цепи в
левом полуэлементе идет
процесс окисления - Iотдавая электроны
платине, превращаются в
I2, в результате пластинка
заряжается условно
отрицательно.
В правом полуэлементе
Fe3+ забирает электроны с
пластинки превращаясь в
Fe3+ , пластинка заряжается
условно положительно.
Система стремится
выровнять заряды на
пластинках за счет
перемещения электронов
по внешней цепи.

Ионоселективные электроды

Стеклянный электрод

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Стеклянный
корпус электрода
мембрана
раствор
мембрана
раствор
Ag AgCl, 0,1 M HCl стекло H+,раствор
1
2
3
стекл.= 1+ 2+ 3
Внутренний р-р
0,1 М НCl
1- потенциал внутреннего хлорсеребряного
электрода (const)
2- потенциал внутренней поверхности
стеклянной мембраны (const)
ХСЭ
3 - потенциал наружной поверхности
стеклянной мембраны (переменная)
1+ 2 = К
стекл.= К + 0,059 lg a(H+) или
Электродное стекло
(мембрана)
стекл.= К - 0,059 рН

Определение рН в лабораторном практикуме

К измерительному
прибору
ЭДС представленной цепи Ецепи:
Е цепи= Е х.с. – Е ст.
Ецепи= Е х.с. – К + 0,059рН
рН
Е цепи Е х.с. К
0,059
Е цепи const

Похожие статьи: