Брошура по темата за редокс реакциите. Презентация по химия на тема "окислително-възстановителни реакции". Когато металът се потопи във вода...

GBOU VPO Тюменска държавна медицинска академия на Министерството на здравеопазването на Русия
Катедра по аналитична и органична химия
Обща и неорганична химия
редокс реакции
Лекция за студенти 1 курс на Факултета по фармация

Класификация на реакцията

2
Всички химични реакции могат
разделени на 2 групи, една
реакции степента на окисление на атомите
остава непроменена (размяна
реакции), а в други реакции го
промените са редокс реакции.
Тяхното течение е свързано с прехода
електрони от един атом (йони) до
други.
2

Процесът на отдаване на електрони е окисление, придружено от увеличаване на

намаляващ отрицателен. Процес
приемане на електрони - възстановяване,
придружено от намаляване
положително състояние на окисление или
увеличаване на негатива.
3
3

Атоми, молекули или йони,
приемащи електрони се наричат
окислители. Атоми, молекули или йони,
даряващите електрони се наричат
редуциращи агенти.
Окисляването винаги е придружено
възстановяване. Редокс реакциите са
е единството на две противоположни
процеси - окисление и редукция.
4

Окислителите са:

прости вещества, чиито атоми имат
висока електроотрицателност. то
елементи от VII, VI, V групи на основните подгрупи, от които
най-активни са флуор, кислород, хлор.
сложни вещества, чиито катиони са в
най-висока степен на окисление.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложни вещества, в анионите на които атомът
метални или неметални са най-високите
степени на окисление
Например: K2Cr2O7, KMnO4, KNO3, H2SO4.
5
5

Реставраторите са:

Елементи от групи I, II, III на основните подгрупи. Например:
Na, Zn, H2, Al.
Съединения, чиито катиони са в
най-ниска степен на окисление. Например: SnCl2, FeCl2.
Сложни вещества, в които анионите достигат
ограничаващо отрицателно състояние на окисление.
Например:
KI, H2S, NH3.
Вещества, чиито йони са в междинно съединение
степени на окисление може да бъде както окислител, така и
редуциращ агент Например: Na2SO3 .
Мярката за редуциращи свойства е стойността
йонизационна енергия (това е енергията, необходима за
6последователно отделяне на електрони от атома.)6

Три типа редокс реакции.

Три типа редокс реакции.
- междумолекулен,
- вътрешномолекулен,
- диспропорционалност
- В междумолекулна OVR
елементи
Окислителят и редуциращият агент са вътре
различни вещества. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e \u003d Fe 2+
- възстановяване
1 Sn 2+ - 2e = Sn 4+
- окисление
7

Вътрешномолекулярно
реакции
възникват с промяна в степента
окисление на различни атоми в едно и също
същата молекула. Например:
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
2 Cl5+ + 6e = Cl 3 2O2- - 4e- = O2
8
- възстановяване
- окисление
8

Реакции на диспропорционалност

продължете по едно и също време
намаляване и увеличаване
степени на окисление на атомите на един
и същият елемент.
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - възстановяване
1 N 3+ - 2e = N 5+ - окисление
9

Влиянието на околната среда върху характера на хода на OVR

- OVR може да се появи в различни
среди: в киселинни (излишни H3O + - йони),
неутрален (H2O) и алкален (излишък
ОН - йони).
В зависимост от околната среда може
промяна на характера на реакцията
между едни и същи вещества.
Околната среда влияе върху градусната промяна
окисляване на атоми.
10

Нека да разгледаме няколко примера.

KMnO4 (калиев перманганат) е
силен окислител, в силно кисел
средата се редуцира до Mn2+ йони,
в неутрална среда - до MnO2 (оксид
манган IV) и в силно алкална среда
- към MnO42- (манганатен йон).
1.
11

Схематично:
окислени
формата
възстановен
формата
H3O+
KMnO4
H2O
ТОЙ-
Mn 2+ (безцветен разтвор)
MnO2 (кафява утайка)
МnО42- (зелен разтвор)
12

Редокс двойственост на водороден пероксид

редокс
двойственост на водородния прекис
Водороден пероксид като окислител.
НО
H–O
H+
+
ТОЙ-
2H2O
2OH-
H2O2 + 2H3O+ + 2e = 4H2O
H2O2 + 2e = 2OH-
Водороден пероксид като редуциращ агент.
НО
H–O
13
H+
O2 + 2H3O+; H2O2 - 2e + 2H2O \u003d O2 + 2H3O +
+
OH-O2 + 2H2O;
H2O2 + 2OH- - 2e \u003d O2 + 2H2O
13

Окислителни свойства на K2CrO4 и K2Cr2O7

3. Калиев хромат K2CrO4 и калиев дихромат
K2Cr2O7 са силни окислители. в кисело и
алкални разтвори на съединението Cr(III) и
Cr(VI) съществуват в различни форми.
окислени
възстановен
формата
формата
Cr2O72- + H3O+
2Cr3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

K2Cr2O7

15
15

Метод на електронно-йонния баланс (метод на полуреакция).

Електронно-йонен метод
баланс (метод на полуреакция).
Реакции, протичащи в кисела среда.
Правило: ако реакцията протича в кисел
среда, тогава е възможно да се работи с H3O + йони
(H+) и водни молекули. Йони H3O+ (H+)
запишете в тази част на уравнението
полуреакции, при които има излишък на кислород,
пишат водни молекули
съответно в частта, където кислород
няма или липсва. И
количеството H3O + (H +) се взема два пъти
повече от броя на излишните атоми
16
кислород.

Пример 1
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
Добре
вос
сряда
Решение
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SO32- + H2O - 2e \u003d SO42- + 2H +
2MnО4- +16H++5SO32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4
+ 3H2O
КMnО4 – окислител, вос-ся; Na2SO3 - редуциращ агент, оксид
17

Пример 2

Na2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + …
ДОБРЕ.
слънце.
сряда
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 K2SO4 + Na2SO4 + 7H2O
Na2Cr2O7 - окислител, редуцира се;
18KBr - редуциращ агент, окислен.
18

Реакции, протичащи в алкална среда.

Правило: ако реакцията протича
алкална среда, тогава можете да работите
OH йони и водни молекули. OH йони са записани в тази част на уравнението
полуреакции, където има дефицит
кислород, водни молекули са написани
съответно в частта, в която
повече кислород. Освен това за всеки
изписан е липсващият кислороден атом
два OH- йона.
19
19

Пример 1

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
слънце.
ДОБРЕ.
сряда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH1 | Cr2O3 + 10OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O
3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O
Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - редуциращ агент, окислен;
KNO3 е окислител, редуцира се.
20

Пример 2

KMnO4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 +
ДОБРЕ.
слънце.
сряда
Решение.
…
2 | MnO4- + 1e = MnO4 21 | SO32- + 2OH- - 2e = SO4 2- + H2O
2MnO4- + SO3
2-
+ 2 OH- = 2 MnO4 2- + SO4 2- + H2O
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
21

Реакциите протичат в неутрална среда.

22
Правило: ако реакцията протича в неутрална среда,
трябва да работи само с водни молекули. И
излишъкът от кислород в окислителя свързва молекулите
вода, поради H3O + (H +) йони, за всеки излишен атом
кислород изразходва една молекула вода, която
се поставя от лявата страна на уравнението на полуреакцията, в разтвор
OH- - йони се натрупват и те се поставят от дясната страна
уравнения на полуреакция. липса на кислород
редуциращият агент се допълва от водни молекули поради ОН йони, всеки липсващ кислороден атом изразходва
една водна молекула, която е поставена от лявата страна
уравнения на полуреакция, йони се натрупват в разтвора
H3O + (H +) и те са поставени от дясната страна на уравнението
половинчати реакции.
22

Пример 1

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
ДОБРЕ.
слънце.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4 OH3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2H+
2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
KMnO4 - окислител, издигащ се;
23
Na2SO3 - редуциращ агент, оксид
23

Пример 2

MnSO4 + KMnO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + …
слънце.
ДОБРЕ.
сряда
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 - редуциращ агент, окислен;
KMnO4 е окислител, редуцира се.
24

Теория за произхода
равновесен електрод и
редокс
потенциали
Определяне на посоката
редокс
процес

Механизмът на възникване на електродния потенциал

Аз Мъже+ + n e

Когато металът се потопи във вода...

Me + m H2O Men + (H2O) m + n e
Men + (H2O) m + ne Me + m H2O
Me + m H2O Men + (H2O) m +
не

Потенциалът, установен при условията на равновесие на електродната реакция, се нарича равновесен електроден потенциал.

Ако металът се потопи в разтвор на неговата сол, тогава процесите, протичащи на границата "метал-разтвор", ще бъдат подобни.

Zn
Cu
За сравнение на електрод
потенциали от различни
метали избират
стандартни условия:
температура - 250 С, налягане
- 101,3 kPa, активност
йон със същото име - 1 mol / l.
Потенциална разлика,
възникващи между
метал и разтвор
такива условия се наричат
стандартен електрод
потенциал.

Стандартен електроден потенциал

Стандартният електроден потенциал (E0) е ЕМП на галваничен елемент, съставен от даден електрод и референтен електрод. В качеството

Стандартният електроден потенциал (E0) е ЕМП
галваничен елемент, съставен от даден електрод и
референтен електрод. Като референтен електрод
използвайте нормален водороден електрод (NHE):
H2 2H+ + 2e
Pt(H2) | 2Н+
H2
платинен електрод,
покрит с платина
прах, във вода
киселинен разтвор с
c(H+) = 1 mol/l и
измит от
водороден газ
(p = 1 atm)
при 298 K

Редица стандартни електродни потенциали на метали

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

Потенциална стойност в реални условия
изчислено по уравнението на Нернст:
E Me n / Me E
0
Аз n / Аз
RT
In a Me n
nF
Коефициент на преход от ln към lg
RT
при 20 С:
2,303 0,058
Е
RT
0
при 25 С:
2,303 0,059
Е
0
E Me n / Me E
0
Аз n / Аз
0,059
lg a Me n
н

д
0
Мъже / Аз
- стандартен електроден потенциал,
измерено при стандартни условия:
Т 298 К
aMen 1 mol/l
F 96500 C / mol
Дж
R8.314
мол К

Ако потенциалът на водородния електрод е известен, рН на разтвора може да се изчисли:

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

Електрод от сребърен хлорид (SSE)

Ag, AgCl | KCl
Електрод от втори вид
AgCl
KCl
Ag
При потапяне в разтвор
соли със същото име
анион неговия потенциал
ще се определи
анионна активност в
решение.

Ag Ag+ + e
(1)
Кс
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Колкото по-голяма е концентрацията на KCl, толкова по-голяма е концентрацията на Cl-
по-малка разтворимост на AgCl и по-малка концентрация на Ag+. в тези
условия е много малък и практически неоткриваем. потенциал,
Ag|Ag+, възникващ на границата, се определя от уравнението на Нернст:
E x.s. д
0
Ag
Ag
RT
В Ag
nF

Ks a Ag aCl; a Ag
пр.с. д
пр.с. д
0
Ag
0
Ag
Ag
Ag
Кс
aCl
Р.Т.Кс
вътре
nF aCl
RT
RT
logKs
В aCl
nF
Е
0,222
E x.s. 0,222 0,059 lg a Cl

    E x.s.

E x.s.
Стойността на потенциала на сребърен хлорид
електрод при различни концентрации на вода
Разтвор на KCl при T= 298 K

Галванични клетки

изометален
Биметални

Галванична клетка (биметална)

Анод: Zn - 2e = Zn2+
Катод: Cu2++2e = Cu
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
интерфейс
-Zn|ZnSO4||CuSO4 |Cu +
Елиминирана дифузия
потенциал
разтвор ZnSO4
разтвор CuSO4

Мярката за ефективност на елемента GE е EMF или потенциалната разлика на електродите:

ИЗПОЛЗВАЙТЕ Ekatoda Eanoda;
ВИЖДАШ
0
0
котка
д
0
ако E0Zn 2 / Zn 0,76 B; Ecu
0,34,
2
/ Cu
тогава, Е
0
GE
0,34 (0,76) 1,1 Б
0,059
E Zn 2 / Zn E
lg и Zn 2
н
0,059
0
ECu2 / Cu ECu2 / Cu
lg и Cu2
н
0
Zn 2 / Zn
E GE
0,059 a Cu2
1,1
lg
н
Zn 2
0
ан.

Концентрационен галваничен елемент (изометален)

Анод: Zn Zn2+(0.1n) +2e
Катод: Zn2+(1n) +2e Zn
Zn2+(1n) Zn2+(0.1n)
- Zn|Zn2+(0.1n)||Zn2+(1n)|Zn +
p-p ZnSO4 0,1 n (a1)
p-p ZnSO4 1 n (a2)
a1< a 2

E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn 2 / Zn
E GE
0,059
lg a Zn 2 (a 2)
н
0,059
lg a Zn 2 (a1)
н
0,059a2
lg
н
a1

Редокс потенциали

Пт
Fe 2+ (разтвор) Fe 3+ (разтвор) + e (Pt pl-ka)
Червен вол + не
Червено - възстановена форма
Ox - окислена форма
Уравнение на Нернст:
FeCl2, FeCl3
Е добре. f./ w.f. д
0
ДОБРЕ. f./ w.f.
RT Socid. ф-ма
вътре
nF
Почивка. ф-ма
Стандартен RH потенциал

Валтер Фридрих Херман Нернст (1864-1941)

RH потенциалът зависи от:

температура
естеството на окислителя и редуциращия агент
концентрация на окислени и
възстановени форми
средно pH

Стандартен RH потенциал

EMF HE, съставен от редокс
системи,
съдържащи
окислени и редуцирани форми
концентрации от 1 mol/l и NVE - да
стандартен RH потенциал на дадената RH
системи

Ако съставим HE от MnO4-/Mn2+ и (Pt),H2|2H+,
тогава стандартният RH потенциал = +1,51 V.
MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O
a(MnO4-)= a(Mn2+)=1 mol/l
a(H+)= 1 mol/l

При реални условия изчисляването на OR потенциала на системата MnO4-/Mn2+ се извършва съгласно уравнението на Нернст:

E MnO / Mn 2
4
4
8
RT [MnO][H]
1,51
вътре
2
5F
[mn]

По-стандартната RH
системен потенциал, толкова повече
степен изразена неговата окислителна
свойства при стандартни условия.
Например,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0= 1,51 V
E0= 0,77 V
E0= 0,15V

Критерии за спонтанна поява на ОВ реакции

G0
G реакции Gprod. Греф. в.
G Auseful Ael.
Аел. р Д
qnF
Преносим имейл
зареждане
електронна поща работя върху
трансфер на електрони
Потенциална разлика
между електродите
Броят на електроните, преминаващи в
елементарен акт на ОВР
E Eok la Evla
G nF E
ако G 0, тогава E 0

Пример:

3
Co / Co
2
д
0
(ок., c.)
1.84V
Fe 3 / Fe 2 E (0 прибл., w.) 0,77 V
Така
3
окислител
Fe
2
2
редуциращ агент
НЕЯ
E 0, следователно реакцията протича
0
ДОБРЕ.
д
CoFe
3
0
възкресение
1,84 0,77 1,07
произволно отляво надясно

Дълбочина на ОВ реакциите

A B C D
K x. Р.
[Д]
; G 0 RT ln K x. Р.
[A][B]
0
Ж
nF E
RT ln K x. Р. nF E nF (Eok0 l i Ev0 l i)
nF (Eok0 l I Ev0 l i)
В K x. Р.
RT
В K x. Р. колкото повече, толкова по-голяма е разликата Eok0 l I Ev0 l I,
a K x. Р. оценява дълбочината на потока на хим. реакции

Redox HE

Redox HE

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2 + 2KCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2KCl
д
Пт
Пт
д
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
д
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
Когато веригата е затворена
елементът от лявата половина отива
процес на окисление - отдавам електрони
платина, превърне в
I2, получена плоча
условно таксувани
отрицателен.
В десния полуелемент
Fe3+ взема електрони от
плочите се превръщат в
Fe3+, плочата се зарежда
условно положителен.
Системата се стреми
изравняват зарядите
плочи на разход
движение на електрони
по външната верига.

Йоноселективни електроди

стъклен електрод

R(Na+, Li+) + H+ R(H+) + Na+, Li+
Стъклена чаша
тяло на електрода
мембрана
решение
мембрана
решение
Ag AgCl, 0,1 M HCl стъкло H+, разтвор
1
2
3
стъкло = 1+ 2+ 3
Вътрешно решение
0,1 М НС1
1- потенциал на вътрешния сребърен хлорид
електрод (конст)
2- вътрешен повърхностен потенциал
стъклена мембрана (const)
HSE
3 - потенциал на външната повърхност
стъклена мембрана (променлива)
1+ 2 = К
стъкло \u003d K + 0,059 lg a (H +) или
Електродно стъкло
(мембрана)
стъкло = K - 0,059 pH

Определяне на рН в лабораторни условия

За измерване
устройство
ЕМП на представената верига на Ezepi:
E вериги = E x.s. - Храня се.
Ecepi \u003d E x.s. – K + 0.059рН
pH
E вериги E x.s. Да се
0,059
E верига const

Окисляването е процес на отдаване на електрони от атом, молекула или йон. Атомът се превръща в положително зареден йон: Zn 0 - 2e Zn 2+ отрицателно зареден йон става неутрален атом: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Стойността на положително зареден йон (атом) се увеличава според броя на отдадените електрони: Fe 2 + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Възстановяването е процес на добавяне на електрони към атом, молекула или йон. Атомът се превръща в отрицателно зареден йон S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Стойността на положително зареден йон (атом) намалява в зависимост от броя на прикрепените електрони: Mn e Mn +2 S e S +4 или може да премине в неутрален атом: H + + e H 0 Cu e Cu 0

Редуциращите агенти са атоми, молекули или йони, които отдават електрони. Те се окисляват по време на окислително-редукционния процес Типични редуциращи агенти: метални атоми с големи атомни радиуси (I-A, II-А групи), както и Fe, Al, Zn прости неметални вещества: водород, въглерод, бор; отрицателно заредени йони: Cl, Br, I, S 2, N 3. Флуорните йони F не са редуциращи агенти.метални йони в долната s.o.: Fe 2+, Cu +, Mn 2+, Cr 3+; сложни йони и молекули, съдържащи атоми с междинен s.o.: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 и др.

Окислителите са атоми, молекули или йони, които приемат електрони. Те се редуцират в процеса на OVR Типични окислители: атоми на неметали VII-A, VI-A, V-A групив състава на прости вещества, метални йони с най-високо s.d.: Cu 2+, Fe 3+, Ag + ... сложни йони и молекули, съдържащи атоми с по-високо и високо s.d.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 и др.

Състояния на окисление на сярата: -2.0, +4, +6 H 2 S -2 - редуциращ агент 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2 S 0,S + 4 O 2 - окислител и редуциращ агент S + O 2 = SO 2 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (редуктор) S + 2Na = Na 2 S SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O (окислител) H 2 S +6 O 4 - окислител Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Определяне на степента на окисление на атомите на химичните елементи С.о. атоми h / e в състава на просто същество = 0 Алгебрична сума на s.d. на всички елементи в състава на йона е равен на заряда на йона Алгебрична сума с.д. от всички елементи в състава на сложно вещество е 0. K +1 Mn +7 O x + 4 (-2) \u003d 0

Класификация на редокс реакции Реакции на междумолекулно окисление 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Реакции на вътрешномолекулно окисление 2KCl +5 O KCl O 2 0 Реакции на диспропорциониране, дисмутация (самоокисление-самовъзстановяване): 3Cl KOH (гор.) KCl + 5 O 3 + 5KCl -1 + 3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Това е полезно да знаете Степените на окисление на елементите в солевия анион са същите като в киселината, например: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 и H 2 Cr 2 +6 O 7 Степента на окисление на кислород в пероксидите е -1 Степента на окисление на сярата в някои сулфиди е -1, например: FeS 2 Флуорът е единственият неметал, който няма положителна степен на окисление в съединенията В съединенията NH 3, CH 4 и др. ., знакът на електроположителния елемент водород е на второ място

Окислителни свойства на концентрирана сярна киселина Продукти за редукция на сярата: H 2 SO 4 + оч.акт. метал (Mg, Li, Na…) H 2 S H 2 SO 4 + акт. метал (Mn, Fe, Zn…) S H 2 SO 4 + неактивен метал (Cu, Ag, Sb…) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + неметали (C, P, S…) SO 2 Забележка: често е възможно да се образува смес от тези продукти в различни пропорции

Водороден пероксид в редокс реакции Среда на разтвора Окисляване (H 2 O 2 -редуциращ агент) Редукция (H 2 O 2 -окислител) кисел H 2 O 2 -2eO 2 + 2H + (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2H + + 2e2H 2 O (O e2O - 2) алкален H 2 O 2 + 2OH -O 2 + 2H 2 O (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2) неутрален H 2 O 2 - 2eO 2 + 2H + (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2)

Азотна киселинав редокс реакции Продукти на азотна редукция: Концентрирана HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); пасивира Fe, Al, Cr Разреден HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Метали в ECHRNM Al …Cu; неметали S, P, As, Se) Разреден HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Разреден HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Силно разреден: N e N -3 (NH 4 NO 3) (активни метали в ECHRNM до Al)

Значението на OVR OVR е изключително често срещано. Те са свързани с метаболитни процеси в живите организми, дишане, гниене, ферментация, фотосинтеза. OVR осигуряват кръговрата на веществата в природата. Те могат да се наблюдават при изгаряне на гориво, корозия и топене на метал. С тяхна помощ се получават алкали, киселини и други ценни химикали. OVR е в основата на енергийното преобразуване на взаимодействието химически веществав еклектична енергия в галванични клетки.

Темата на проекта е "Редокс реакции".

име на творчески проект "Някой губи, а някой намира...".

Координатор на проекта Дробот Светлана Сергеевна, учител по химия, [имейл защитен]

Предмет - химия.

Единадесетокласници станаха участници в проекта.

Проектът се проведе от октомври до декември (3 месеца) в 11 клас.

Тема "Редокс реакции"минава като червена нишка през целия курс по химия в училище (8, 9 и 11 клас) и е много трудно да се разберат процесите, които се случват в резултат на тези реакции.

Фундаментален въпрос: Възможен ли е краят на света?

По тази тема следното проблемни въпроси:

1.Къде по света около нас срещаме OVR?
2. Каква е разликата между обменните реакции и редокс реакциите?
3. Каква е разликата между степента на окисление и валентността?
4. Какви са характеристиките на OVR в органичната химия?

Проблемните въпроси бяха разработени по такъв начин, че да покажат възможно най-подробно всички явления, свързани с окислително-възстановителните процеси, протичащи в заобикалящия ни свят, и да събудят интереса на децата към изучаването на тези сложни химични процеси.

Учениците извършиха изследователска работа по поставените им задачи. проблемни въпроси. Те работеха в две посоки. Някои проведени изследвания разглеждат OVR като химичен процес:

1. Валентност и степен на окисление.
4. ОВР по органична химия.
3. Какво е OVR и какво е RIO.
4. Анод + катод = електролиза
5. Редокс реакции

И други по отношение на практическо значениеданни за процеса:
1. В царството на червения дявол.
2. Още ли не носиш бяло? Тогава отиваме при вас!
3. Седем чудеса в живата и неживата природа.
4. Този ден на победата...

Презентацията "В царството на червения дявол" може да се използва не само като изследователска работа, но и в уроците по химия при обяснение на тази тема, защото обяснява понятието корозия, същността на този процес, класификацията - химична, електрохимична, механохимичен; методи за защита от корозия. И материалът: видове корозия, знаете какво .. извън обхвата учебна програма.

Презентацията „Носиш ли вече бяло?…“ се занимава с използването на редокс реакциите в ежедневието. Пране по научен начин - премахване на петна от йод, петна различен вид; препоръки за работа с продукти от естествена вълна; за състава на праховете и ролята на един или друг компонент при измиване.

„Седемте чудеса на живата и неживата природа“. Тази презентация разказва за седемте чудеса на живата и неживата природа - горене, корозия на металите, експлозия, електролиза, гниене, ферментация, фотосинтеза. В резултат на това се стигна до заключението, че тези седем чудеса на живата и неживата природа са свързани с окислително-възстановителните реакции, които ни заобикалят и играят огромна роля в живота ни.

"Това е денят на победата." Използването на окислително-възстановителните реакции във войната.

творчески резултат изследователска работаучащи се превръща в образователен сайт. Сайтът обединява всички материали по темата. Той също така съдържа тест, който ви позволява да проверите знанията си и да получите оценка. Предимството на този сайт е, че е достъпен за всеки ученик през Интернет.

Обобщавайки резултатите от своята изследователска работа, учениците стигнаха до извода, че целият свят около нас може да се разглежда като гигантска химическа лаборатория, в която ежесекундно протичат химични реакции, главно окислително-възстановителни реакции, и докато съществуват окислително-възстановителни процеси в природа, краят на света е невъзможен.

В хода на работата по проекта бяха разработени дидактически материали (тестове, методи за определяне на валентност, степен на окисление; съставяне на OVR по метода на електронния баланс, съставяне на OVR по метода на полуреакция, правилото за съставяне на йонообменни реакции ).

При работата по проекта е използвано голямо количество научна, методическа, научно-популярна литература.

Използвани са и интернет ресурси.

Нашият проект ще помогне на учениците самостоятелно да разберат трудните въпроси на тази тема, както и да се подготвят за изпита по химия.

Целият свят около нас може да се разглежда като гигантска химическа лаборатория, в която ежесекундно протичат химични реакции, предимно редокс.

РЕДОКС РЕАКЦИИ

• 1. OVR Класификация на OVR.
• 2.Метод на електронния баланс.
• 3. Метод на полуреакциите.

Цели и цели:

• Да се ​​консолидира способността на учениците да прилагат на практика понятието "степен на окисление".
• Обобщаване и допълване на знанията на студентите за основните понятия на теорията на OVR.
• Да се ​​подобри способността на учениците да прилагат тези понятия към обяснението на фактите.

Цели и цели:

• Запознайте учениците със същността на метода на полуреакция.
• Да се ​​​​формира способността да се изразява същността на редокс реакциите, протичащи в разтвори, използвайки йонно-електронния метод.

Окислител и редуциращ агент

• окислителНарича се реагент, който приема електрони в редокс реакция.
• реставраторе реагент, който отдава електрони в редокс реакция.

ПРОЦЕС НА ОКИСЛЕНИЕ И РЕДУКЦИЯ

• Окисляване наречен процес на отдаване на електрони от атом, молекула или йон, който е придружен от повишаване на степента на окисление.
• Възстановяване наричаме процеса на добавяне на електрони към атом, молекула или йон, който е придружен от намаляване на степента на окисление.

Правила за определяне на функцията на съединение в редокс реакции.

• 1. Ако елементът се показва във връзката най-висока степен на окислениетогава тази връзка може да бъде окислител.
• 2. Ако артикулът е изложен във връзка по-ниска степен на окислениетогава тази връзка може да бъде редуциращ агент.
• 3. Ако артикулът е изложен във връзка междинно състояние на окислениетогава тази връзка може да бъде като редуктор,така окислител.
• Упражнение:
• Предскажете функциите на веществата в редокс реакциите:

Най-важните окислители и редуктори. Основни понятия на теорията на OVR

• Въпроси:
• 1. Какво се нарича процес на възстановяване?
• 2. Как се променя степента на окисление на даден елемент по време на редукция?
• 3. Какво се нарича процес на окисление?
• 4. Как се променя степента на окисление на даден елемент по време на окисление?
• 5. Дефинирайте понятието "редуктор".
• 6. Дефинирайте понятието "окислител".
• 7. Как да предскажем функцията на дадено вещество по степента на окисление на даден елемент?
• 8. Назовете най-важните редуктори и окислители.
• 9. Какви реакции се наричат ​​редокс реакции?

химични реакции химични реакции

• Чрез промяна на степента на окисление на атомите на елементите

• редокс

• Без промяна на степента на окисление на атомите на елементите
• Те включват всички йонообменни реакции, както и много съединения.

РЕДОКС РЕАКЦИИ

• редокс
• наречени реакции, които са придружени от промяна в степента на окисление на химичните елементи, които съставляват реагентите.

OVR класификация

• междумолекулни окислително-редукционни реакции

• вътрешномолекулни окислително-редукционни реакции,

• реакции на диспропорциониране, дисмутация или самоокисление-самовъзстановяване

Междумолекулни реакции:

• Частиците донори на електрони (редуктори) - и частиците акцептори на електрони (окислители) - са в различни вещества.
• Този тип включва по-голямата част от OVR.

Вътрешномолекулни реакции

• Донор на електрони - редуциращ агент - и акцептор на електрони - окислител - са в същото вещество.

Реакции на дисмутация, или диспропорциониране, или самоокисление-самолечение

• Атомите на един и същ елемент в дадено вещество едновременно изпълняват функциите както на донори на електрони (редуциращи агенти), така и на акцептори на електрони (окислители).
• Тези реакции са възможни за вещества, съдържащи атоми на химични елементи в междинно състояние на окисление.

Компилация на редокс реакции

• За подготовката на окислително-редукционни реакции използвайте:
• 1) метод на електронен баланс
• 2) Съставяне на уравнения на редокс реакции по метода на полуреакция или по йонно-електронния метод

Компилация на редокс реакции метод на електронен баланс

• Методът се основаваза сравняване на степените на окисление на атомите в изходните вещества и реакционни продукти и за балансиране на броя на електроните, изместени от редуктора към окислителя.
• Методът се прилагаза съставяне на уравнения на реакции, протичащи във всякакви фази. Това е универсалността и удобството на метода.
• Недостатъкът на метода- при изразяване на същността на реакциите, протичащи в разтвори, не се отразява съществуването на реални частици.

Алгоритмично предписание за съставяне на уравнения на редокс реакции по метода на електронния баланс

• 1. Начертайте схема на реакция.
• 2. Определете степента на окисление на елементите в реагентите и продуктите на реакцията.
• 3. Определете дали реакцията е редокс или протича без промяна на степента на окисление на елементите. В първия случай изпълнете всички последващи операции.
• 4. Подчертайте елементите, чиято степен на окисление се променя.

• 5. Определете кой елемент се окислява (степента му на окисление се повишава) и кой елемент се редуцира (степента му на окисление намалява) по време на реакцията.
• 6. От лявата страна на диаграмата използвайте стрелки, за да обозначите процеса на окисление (изместване на електрони от атом на елемент) и процеса на редукция (изместване на електрони към атом на елемент)
• 7. Определете редуктора (атома на елемента, от който се изместват електроните) и окислителя (атома на елемента, към който се изместват електроните).

Алгоритмично предписание за съставяне на уравнения на редокс реакции по метода на електронния баланс

• 8. Балансирайте броя на електроните между окислителя и редуциращия агент.
• 9. Определете коефициентите за окислителя и редуктора, продуктите на окисляване и редукция.
• 10. Запишете коефициента пред формулата на веществото, което определя средата на разтвора.
• 11. Проверете уравнението на реакцията.

Съставяне на уравнения на редокс реакции по метода на полуреакция или по йонно-електронния метод

• Методът се основававърху съставянето на йонно-електронни уравнения за процесите на окисление и редукция, като се вземат предвид частици от реалния живот и последващото им сумиране в общо уравнение.
• Приложен методда изрази същността на редокс реакциите, протичащи само в разтвори.
• Предимства на метода.
• 1. В електронно-йонните уравнения на полуреакциите се записват йони, които действително съществуват във воден разтвор, а не условни частици. (Например йони, а не азотен атом със степен на окисление +3 и серен атом със степен на окисление +4.)
• 2. Понятието "степен на окисление" не се използва.
• 3. Когато използвате този метод, не е необходимо да знаете всички вещества: те се определят при извеждане на уравнението на реакцията.
• 4. Видима е ролята на средата като активен участник в целия процес.

Основните етапи на съставяне на уравнения на редокс реакции йонно-електронен метод

• (на примера на взаимодействието на цинк с концентрирана азотна киселина)
• 1. Записваме йонната схема на процеса, която включва само редуктора и неговия продукт на окисление и окислителя и неговия продукт на редукция:

Източник

• ИЗПОЛЗВАНЕ. ХИМИЯ: Универсален справочник / О. В. Мешкова.- М.: EKSMO, 2010.- 368s.

За да използвате визуализацията на презентации, създайте акаунт за себе си ( сметка) Google и влезте: https://accounts.google.com

Надписи на слайдове:

реакции на възстановяване. OVR класификация. Цели на урока: 1. обучение - да се систематизират знанията на учениците за класификацията на химичните реакции в светлината на електронната теория; - да научи да обяснява основните понятия на OVR; - дават класификация на OVR 2. развиващи - развиват способността да наблюдават, да правят изводи; - продължи развитието на логическото мислене, способността за анализ и сравнение; 3. образователни - за формиране на научния мироглед на учениците, подобряване на трудовите умения; - да култивирате способността да се изслушвате един друг, да анализирате ситуацията, да подобрите културата на междуличностното общуване

Основни понятия: редокс реакции окислител-редуктор, процеси на окислително-редукционни реакции междумолекулно вътрешномолекулно диспропорциониране Оборудване: PSCE D. I. Mendeleev

Когато се образуват определени видове химични връзки, възниква процесът на присъединяване на електрони към атом или тяхното освобождаване, следователно е възможно образуването на общи електронни двойки или заредени частици - катиони и аниони Процес на възстановяване - процесът на приемане на електрони от атом (частица) + n при възстановяване - с.о. намалява Например +2 Задача. Напишете процеса на възстановяване на медта () Процесът на окисление е процесът на отделяне на електрони от атом (частица) n В резултат на това се наблюдава повишаване на степента на окисление. по време на окисление - s.o. се издига Например Задача. Напишете процеса на окисляване на алуминий ()

Окислител и редуциращ агент. Възможност за определяне на функциите на вещество/частица (окислителна или редуцираща) чрез s.d. елемент Редуктор - частица, атом, молекула, даряващи електрони (донор на електрони). Редуциращият агент винаги повишава s.d. Окислител - частица, атом, молекула, която приема електрони (приемник на електрони). Окислителят винаги понижава s.d. 1. Така че, ако елементът в съединението е в минималната s.d., като сярата в (-2 е минималната d.s. на сярата / номер на групата -8 /), тогава съединението действа като редуциращ агент. Например: ... 2. Ако в съединението елементът е при максимум c. o., като сярата в - съединението действа като окислител Например: H ...

Най-важните окислители и редуктори Окислители: K H А също и някои прости вещества Редуциращи агенти H H А също и някои прости вещества Метали, CO, C Задача: Намерете сред предложените съединения окислители и редуктори HN S CuO

Всички химични реакции, които протичат с промяна на s.d. елементи се наричат ​​редокс.

Междумолекулен OVR - обменът на електрони се извършва между различни атоми (молекули, йони) - окислителят и редукторът са в различни молекули: + = Вътрешномолекулни реакции на окисление и редукция - окислителят и редукторът са в едно и също вещество (молекула, частица ) = + 2 Реакции диспропорциониране (дисмутация) - реакции, при които един и същи елемент действа едновременно като окислител и като редуциращ агент и в резултат на реакцията се образуват съединения, които съдържат един и същ химичен елемент в различни s.o. K _________________________________________________________________ Задача Какъв тип OVR е реакцията: N + + HN

КОРЕКЦИЯ 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O OVR реакцията ли е? Определяне на степента на окисление на елементите Намерете окислител, редуктор Определяне на вида на ОВР ДОМАШНА 1. т. 11, научете 2. изпишете всички видове ОВР от текста (по два примера)