Окислительно-восстановительные реакции.
учебно-методический материал по химии (11 класс) на тему

Лекции построена с учетом требований итоговой аттестации, содержит большое количество заданий, дающих возможность отработать необходимые навыки

Скачать:

ВложениеРазмер
Microsoft Office document icon lektsiya_ovr.doc133.5 КБ

Предварительный просмотр:

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

- это реакции, которые происходят с изменением степеней окисления.

Степень окисления – это условный заряд, который придается химическому элементу при образовании хим. связи.

Процесс отдачи электронной называется окислением.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Частица – донор электронов является восстановителем.

Частица – акцептор электронов называется окислителем

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР.

  • Межмолекулярные

Zn + 2HCI = H2 + ZnCI2

Zn0 - 2 Zn+2                   Zn0 - восстановитель

2H+  + 2  H20                 H+ - окислитель

  • Внутримолекулярные

2KCIO3 = 2KCI + 3O2

CI+5 + 6  CI-                  CI+5 – окислитель

2O-2 – 4  O2                  O-2 – восстановитель

  • Пропорционирование

- конпропорционирование

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

S+4 + 4  S0                S+4 - окислитель

S-2 – 2   S 0                S-2 – восстановитель

-  диспропорционирование

3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O

S0 + 2   S-2                S0 - окислитель

S0 – 4  S+4                S0 – восстановитель

ОКИСЛИТЕЛИ.

  • Простые в-ва – неметаллы с высокой  электроотрицательностью.

В периодах с увеличением  Z окислительные свойства усиливаются.

C  N2  O2  F2

→→→ окислительные свойства возрастают

N2   +  O2 = 2NO

в-ль  ок-ль

В группах с увеличением Z окислительные свойства ослабевают

O2  S  Se  Te  

→→→ окислительные свойства ослабевают

S   +   O2  = SO2

в-ль   ок-ль

Самый сильный окислитель среди простых веществ – фтор F2 , у него самое большое значение электроотрицательности.

  • Растворы кислот, за счет наличия иона H+ 

2HCI + Zn = ZnCI2 + H2

ОВР

  • Сложные вещества, содержащие элементы в высших степенях окисления: HNO3, KMnO4, K2Cr2O7, все нитраты, конц. серная кислота за счет S+6

KMnO4 +   HCI    CI2 +   MnCI2 +   KCI +   H2O

ОВР

HNO3 +   Na    NaNO3 +   N2 +   H2O

ОВР

H2SO4 +   Cu    CuSO4 +   SO2 +   H2O

ОВР

KI +   K2Cr2O7 +   H2SO4    I2 +   Cr2(SO4)3 +   K2SO4 +   H2O

ОВР

ВОССТАНОВИТЕЛИ.

  • Простые вещества – металлы и некоторые неметаллы, с низкой электроотрицательностью (все неметаллы проявляют окислительно-восстановительную двойственность, кроме фтора, все металлы – типичные восстановители)

В периодах восстановительные свойства ослабевают, а в группах усиливаются.

Na  Mg  AI  P  S  CI

→→→ восстановительные свойства ослабевают

P  As  Sb

→→→ восстановительные свойства усиливаются

K + H2O  KOH + H2

ОВР

  • Сложные вещества, содержащие элементы в низших степенях окисления (S-2, N-3, CI-, Br-, I-, H-

H2S +  O2   SO2 +  H2O

ОВР

NH3 +  O2    NO  +   H2O

ОВР

CH4 +  O2    CO2 +   H2O

  • Некоторые вещества (частицы) проявляет окислительно-восстановительную двойственность

CI2  2CI-  восстановление

CI2  2CI+  - окисление

H2O2  O-2 – восстановление

H2O2  O0 – окисление

NO2-   NO  восстановление

NO2_  NO3- окисление

SO2 +   HI   I2 +   H2S +   H2O

ОВР

K2SO3 +   KMnO4 +     H2O    K2SO4 +    MnO2 +    KOH

ОВР

НАПРАВЛЕНИЕ ОВР ЗАВИСИТ ОТ:

  • Окислительно-восстановительной активности веществ

S + F2  SF6

S + CI2  SCI4

S + Br2  SBr2

Объяснить почему.

  • Температуры

CI2 +   KOH   KCI +    KCIO +   H2O

ОВР

CI2 +   KOH t KCI +   KCIO3 +   H2O

ОВР

  • От  кислотности среды раствора

                     + H+[ кисл. Остаток]   Mn2+[кисл.остаток]

MnO4-         + H2O -------------------- MnO2

                + MeOH ----------------- Me(MnO4)-2

                 + H+[ кисл. Остаток]   Сr3+[кисл.остаток]

Cr2 O72-         + H2O -------------------- Cr2 O3

                + MeOH ----------------- Me(CrO2)-

PH3 +   KMnO4 +    H2SO4 H3PO4 +           +             +            +

SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4  K2SO4 +            +              +

  • Концентрации реагентов

Конц                                                                разбавл

N2, N2O    + Me до Mg                                +Ме до Н          NH3, NH4NO3

NO  + Me от Mg до Н                  HNO3

NO2  +Ме после Н                                + Ме после Н  NO

                         

                        + MeNO3 + H2O

Конц                                                                разбавл

 H2S    + Me до Mg                                +Ме до Н          H2 + MeSO4

             S  + Me от Mg до Н                  H2SO4

SO2  +Ме после Н                                           + Ме после Н  не взаим-ет

                         

        + MeSO4 + H2O

AI, Cr, Fe пассивируются в конц. кислотах при н.у.

Сa + HNO3 (k)

Сu + HNO3 (p)

Ag  + HNO3 (k)

Zn + H2SO4 (k)

  • От действия   катализатора

NH3 +   O2   N2 +     H2O

NH3 +    O2 Pt    NO +    H2O

УРАВНИВАНИЕ ОВР.

  1. Метод электронного баланса
  2. Метод полуреакции

СХЕМА  ДВИЖЕНИЯ  КИСЛОРОДА

Среда                Смысл реакции          Схема реакции

H+                        +О                       Х + H2 O  XO + 2H+

- O                   XO + 2H+  X + H2O

          H2O                              + О                       Х + H2 O  XO + 2H+

                                   -O                   XO + H2O   X + 2OH-

           OH-                                            +О                       Х + 2OH-  XO + H2O

                                  - O                   XO + H2O   X + 2OH-

  • От  кислотности среды раствора

                     + H+[ кисл. Остаток]   Mn2+[кисл.остаток]

MnO4-         + H2O -------------------- MnO2

                + MeOH ----------------- Me(MnO4)-2

                 + H+[ кисл. Остаток]   Сr3+[кисл.остаток]

Cr2 O72-         + H2O -------------------- Cr2 O3

                + MeOH ----------------- Me(CrO2)-

Конц                                                                разбавл

N2, N2O    + Me до Mg                                +Ме до Н          NH3, NH4NO3

NO  + Me от Mg до Н                  HNO3

NO2  +Ме после Н                                + Ме после Н  NO

                         

                        + MeNO3 + H2O

Конц                                                                разбавл

 H2S    + Me до Mg                                +Ме до Н          H2 + MeSO4

             S  + Me от Mg до Н                  H2SO4

SO2  +Ме после Н                                           + Ме после Н  не взаим-ет

                         

        + MeSO4 + H2O

AI, Cr, Fe пассивируются в конц. кислотах при н.у.

        


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Уравнивание окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ методом электронного баланса.

В статье обсуждается возможность описания ОВР с участием органических веществ с помощью метода электронного баланса. Также даны рекомендации по составлению уравнений реакций....

Разработка урока по теории окислительно-восстановительных реакций для профильных классов

Основная цель занятия: научить прогнозировать продукты окислительно- восстановительных реакций с учетом среды, в которой протекает химическая реакция...

Разработка урока по теме "Окислительно- восстановительные реакции с участием органических веществ"

Данная разработка успешно применяется при проведении факультативных занятий,а также при подготовке учащихся к сдаче единого государственного экзамена по химии...

Окислительно-восстановительные реакции

Представленный материал является уроком по заданной теме и выполнен в виде презентации, дополненной гиперссылками для проверки усвоения материала обучающимися.Первая часть урока посвящена закреплению ...

Окислительно-восстановительные реакции.

Презентация к уроку  "Окислительно-восстановительне реакции". Материал для 11 профильного класса. Можно использовать и для базового.1)ОВР. Классификация ОВР.2)Метод электронного баланса.3)Метод п...

Пособие–памятка по теме: «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции» (8-9 класс).

Пособие – памятка («шпаргалка») по теме: «Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции» может быть предложено учащимся  8 - 9 классов при изучении соответствующей темы и практическом...