More Related Content
What's hot (20)
Similar to 11 - овр (20)
![[Youdz.ru] кислород](https://cdn.slidesharecdn.com/ss_thumbnails/youdz-140717090945-phpapp01-thumbnail.jpg?width=560&fit=bounds)
![Okislitelno vosstanovitelnye reakcii_720[3]](https://cdn.slidesharecdn.com/ss_thumbnails/okislitelnovosstanovitelnyereakcii7203-130202051427-phpapp02-thumbnail.jpg?width=560&fit=bounds)
11 - овр
- 1. Окислительно- восстановительные реакции Лекция №12 к.х.н. Авдонина Людмила Михайловна Кафедра общей и неорганической химии
- 2. – условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов +I –II H2O –III +I NH3 Степень окисления (CO) H2O -2 +1+1 +δ+δ -δ -δ
- 3. 1. СО атомов в простых веществах равна 0 O2 0, N2 0, P4 0, Cu0 2. CO одноатомных ионов совпадает с зарядом Mg2+ ≡ Mg+II S2- ≡ S-II или S(-II) Правила определения степени окисления (СО)
- 4. 3. CO щелочных металлов (IA) равна +I СО щел.-земельных металлов (IIA) равна +II Na+I 2SO4 Ba+II(OH)2 Na+ICl Ba+IISO4 Металлы имеют только положительные СО 4. CO фтора равна –I, 0 –I –I 0 NaF, HF F2
- 5. 5. CO водорода: +I, 0, –I +I 0 -I H2S Н2 BaH2 -III +I +III -I AsH3 SbH3 ЭО: 2,2 2,1 1,8 2,1 6. СО кислорода: –II, –I, 0, +II –II –I 0 +II K2O, H2O2, O2, OF2
- 6. 7. СОmax = № группы СОmax (Сl) = VII СОmin = № группы – 8 СОmin (Cl) = 7- 8 = -I 8. В молекуле ΣСО = 0 В ионе ΣСО = заряду иона Примеры: +I x -II KNO3 +1 + x - 6 = 0 x = 5 CO(N) = +V x -II (CrO4)2- x – 8 = –2 x = 6 CO(Cr)= +VI x +I (NH4)+ x + 4 = 1 x = –3 CO(N) = –III
- 7. Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов +IV +IV Пример: K2SO3 + H2O → KHSO3 + KOH +IV -I +IV -II ОВР: K2SO3 + H2O2 →K2SO4 + H2O
- 8. • Окислитель (Ox) – вещество, в состав которого входят атомы, принимающие электроны • СО при этом понижается • Окислитель восстанавливается в ходе реакции • Восстановитель (Red) – вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны • СО при этом повышается • Восстановитель окисляется в ходе реакции
- 9. +VII +IV +II +VI KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + … Пример +VII K Mn O4 – Ox +VII (MnO)4 – ион – Ox +VII Mn атом – Ox +IV K2SO3 Red +IV (SO3)2- ион – Red +IV S атом – Red Red Ox +5e -2e
- 10. 1. Вещества, содержащие элемент в высшей СО +V +VI +VII +VI HNO3, H2SeO4, KMnO4, K2Cr2O7 2. Простые вещества с высокой ЭО O2, O3 Галогены: F2, Cl2, Br2, I2 Важнейшие окислители
- 11. 1. Вещества, содержащие элемент в низшей СО –I –III –II KI NH3 Na2S 2. Простые вещества с низкой ЭО ▫ Металлы : Na, Ca, Al, Zn …. ▫ H2 ▫ C 3. Вещества, содержащие атомы в неустойчивой СО Fe+II SO4 Sn+IICl2 C+IIO Важнейшие восстановители
- 12. Вещества, содержащие элемент в промежуточной СО, могут быть Ox или Red в зависимости от условий реакции -I 0 H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + O2↑+ K2SO4 + H2O бесцветный -I -II H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O бурый Red Ox RedOx +VII -I
- 13. 1. Метод электронного баланса Сравнивают СО атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Применим для газофазных , твердофазных, жидкофазных, гетерогенных реакций. 2. Метод ионно-электронного баланса Составляют ионные уравнения процессов окисления и восстановления Применим для реакций , протекающих в растворе. Составление уравнений ОВР
- 14. Пример +II –II 0 –II +IV PbS + O2 → PbO + SO2 (T ∼ 1000 °C) Red Ox O2 0 +4 ē = 2O–II S–II – 6ē = SIV 3O2 0 +2S–II = 6O–II +2S+IV 2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2 Метод электронного баланса 3 2
- 15. Пример +II –II 0 +III –II +IV –II FeS + O2→ Fe2O3 + SO2 Red Ox Fe+II -e = Fe+III S-II -6e = S+IV O2 +4e = 2O-II 4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2 7e 4e 4 7
- 16. Пример –II +VII 0 +II H2S↑ + KMnO4 + H2SO4 → S↓ + MnSO4 + K2SO4 + H2O Red Ox среда кислотная S-II -2e = S0 Mn+VII +5e = Mn+II 5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 5 2
- 17. 1. Межмолекулярные ОВР 0 VI II IV Сu + H2SO4 (конц.) → CuSO4 + SO2↑ + H2O Red Ox 2. Внутримолекулярные ОВР –III VI III 0 (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑+ H2O↑ (T = 180 C) Red Ox 3. Диспропорционирование IV VI –II Na2SO3 → Na2SO4 + Na2S (T = 600 C) Ox, Red 4. Контрпропорционирование +V –I 0 HBrO3 (конц)+ HBr(конц) → Br2 + H2O Основные типы ОВР
- 18. Факторы, влияющие на протекание ОВР
- 19. NO2↑ + Cu(NO3)2 + H2O конц. Cu + HNO3 разб. NO↑ + Cu(NO3)2 + H2O Концентрация (С)
- 20. KCl + KClO + H2O 0oC Cl2 + KOH 80oC KCl + KClO3 + H2O Температура (Т)
- 21. NO + H2O Pt NH3 + O2 N2 + H2O Катализатор
- 22. Mn2+ (бесцветный) +H2SO4 +H2O MnO2↓(бурый осадок) +NaOH MnO4 2- (зеленый) pH MnO4 – + Red KMnO4 HMnO4 … Na2SO3 NaNO2 Na2S KI … Ox
- 23. Окислительно-восстановительный эквивалент ne – число присоединенных электронов (для окислителя) – число отданных электронов (для восстановителя) Mox ne =ЭOx Mred ne ЭRed =
- 24. +V +II +IV +IV Na6V10O28 + SnSO4 + H2SO4 → VOSO4 + Sn(SO4)2 +… Ox Red Окислитель: V+V +1e → V+IV 1e 10 = 10e Восстановитель: Sn+II – 2e = Sn+IV Пример 10 )OVNa( Э 28106 Ox M 2 )SnSO( Э 4 dRe M