Презентация по химии "Окислительно-восстановительные реакции" 11 класс

Слайд 1

Окислительно-восстановительные реакции Выполнили: Боженко Анастасия Смирнова Дарина Усекеева Елизавета, ученицы 11 А класса. Учитель: Гареева Ольга Ивановна Кириши 2015

Слайд 2

Теория окислительно-восстановительных реакций: Реакции, протекающее с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными Степень окисления (с.о.) – заряд атома элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения , что соединение состоит из ионов, т.е. все ковалентные полярные связи в соединении – ионные

Слайд 3

Основные положения теории: называется процесс отдачи электронов атомов, молекулой или ионом: называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом: Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот: Окислением Восстановлением

Слайд 4

Атомы, молекулы, ионы, отдающее электроны, называются восстановителями , в реакциях они окисляются. Атомы, молекулы, ионы, присоединяющие электроны, - окислители , в реакциях они восстанавливаются. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Слайд 5

Важнейшие восстановители и окислители Восстановители Окислители Металлы Галогены Водород Перманганат калия( KMnO 4 ) Уголь Манганат калия ( K 2 MnO 4 ) Окись углерода ( II) (CO) О 3 – озон, О 2 - кислород Сероводород ( H 2 S) Дихромат калия ( K 2 Cr 2 O 7 ) Оксид серы ( IV) (SO 2 ) Хромат калия ( K 2 CrO 4 ) Cернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли Азотная кислота ( HNO 3 ) Галогеноводородные кислоты и их соли Серная кислота ( H 2 SO 4 ) концентрированная SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 Оксиды ( CuO ) Азотистая кислота HNO 2 Оксид свинца( IV) (PbO 2 ) Аммиак NH 3 Оксид серебра ( Ag 2 O) Гидразин NH 2 NH 2 Хлорид железа( III) (FeCl 3 ), Оксид азота( II) (NO) Пероксид водорода ( H 2 O 2 ) Катод при электролизе Анод при электролизе

Слайд 6

Из истории происхождения окислительно-восстановительных реакций: Издавна ученые полагали, что окисление — это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но понятия окислителя и восстановителя, которые мы применяем и сейчас, разработал Л.В. Писаржевский в 1914 г.

Слайд 7

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Метод электронного баланса ( тв.+тв ., тв.+газ ) Ионно-электронный метод (в растворах)

Слайд 8

Метод электронного баланса +1 +7 –2 +1 –1 +1 –1 +2 –1 0 +1 –2 K Mn O 4 + H Cl  KCl + Mn Cl 2 + Cl 2 + H 2 O + 7 +2 Mn + 5 e –  Mn 2 ок-ль , в- ни е – 1 0 10 2 Cl – 2 e –  Cl 2 5 в-ль , ок-е K Mn O 4 + H Cl  KCl + Mn Cl 2 + Cl 2 + H 2 O K Mn O 4 + H Cl  KCl + Mn Cl 2 + Cl 2 + H 2 O 2 5 2 16 2 2 2 8

Слайд 9

Классификация окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные Внутримолекулярные 2 Al + Fe 2 O 3 =2 Fe + Al 2 O 3 2K ClO 3 =2K Cl +3 O 2 Атомы разных элементов, изменяющие степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице Атомы разных элементов, изменяющие степени окисления, находятся в разных по своей химической природе атомных или молекулярных частицах

Слайд 10

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ +1 +5 –2 0 +1 –1 +5 –2 5 KClO 3 + 6 P = 5 KCl + 3 P 2 O 5 о-ль в-ль ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ +1 +5 -2 +1 –1 0 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2  о-ль в-ль

Слайд 11

Классификация окислительно-восстановительных реакций Реакции диспропорционирования Реакции конпропорционирования 4K 2 S O 3 =3K 2 S O 4 +K 2 S Процессы, в результате которых происходит изменение степени окисления атомов одного и того же элемента , находящегося в исходном веществе 2 H 2 S + S O 2 = 3 S + 2 H 2 O Процессы, в результате которых происходит изменение степени окисления атомов одного и того же элемента, находящегося в исходных веществах в разных состояниях

Слайд 12

Диспропорционирование ( дисмутация , самоокисление-самовосстановление ) +1 +5 –2 Δ +1 –1 +1 +7 –2 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4 +5 –1 С l + 6 e –  Cl 1 (восстановление, Cl -окислитель) +5 +7 С l –2 e –  Cl 3 (окисление, Cl - восстановитель Конпропорционирование ( КОНМУТАЦИЯ ) +1 – 2 +4 –2 0 +1 –2 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O –2 0 S – 2 e –  S 2 ( Окисление,ВОССТАНОВИТЕЛЬ ) +4 0 S + 4 e –  S 1 (Восстановление, ОКИСЛИТЕЛЬ)

Слайд 13

Влияние среды на характер протекания реакций MnO 4 ¯ Кислая среда H+ Нейтральная H 2 O Щелочная OH- Mn (+2) MnO 2 MnO 4 (-2) Бесцветный раствор Бурый осадок Раствор темно- зеленого цвета KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O MnO 2 + KOH+O 2 K 2 MnO 4 + H 2 O KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 O MnO 2 + K 2 SO 4 + KOH 2 5 3 2 5 3 2 3 2 3 2 4 2

Слайд 14

Опыт. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах

Слайд 15

Окислительные свойства перманганата калия в различных средах Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции: а) в кислой среде реакция протекает в соответствии со схемой: KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O б) в нейтральной среде реакция протекает в соответствии со схемой: KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 + Na 2 SO 4 + KOH в) в сильнощелочной среде реакция протекает в соответствии со схемой: KMnO 4 + Na 2 SO 3 + NaOH → Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Сравните окислительные свойства перманганата калия в разных средах:

Слайд 16

Значение окислительно-восстановительных реакций в природе, технике и жизни человека.

Слайд 17

Электролиз Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Электролиз NaCl

Слайд 18

Электролиз расплава NaCl Электролиз раствора NaCl

Слайд 19

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: Определите окислитель и восстановитель 1) NO+KClO +…→ KNO 3 + KCl + …. 2) PH 3 + HBrO 3 → H 3 PO 4 + Br 2 + … 3) K 2 Cr 2 O 7 + HJ→ CrJ 3 + J 2 + … + …. 4) KMnO 4 + HBr → MnBr 2 + Br 2 + … + …. 5) K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 +… + …. Домашнее задание