Брошура по темата за редокс реакциите. Редокс реакции в природата. Диапазон от стандартни електродни потенциали за метали

Държавна бюджетна образователна институция за висше професионално образование 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 реакциите

2
Всички химични реакции са възможни
разделени на 2 групи, една
реакции, степен на окисление на атомите
остава непроменена (размяна
реакции), а в други реакции го
промени - това са окислително-възстановителни реакции.
Появата им е свързана с прехода
електрони от някои атоми (йони) до
на другите.
2

Процесът на загуба на електрони, окисление, е придружен от увеличение

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

Атоми, молекули или йони,
добавяне на електрони се наричат
окислители. Атоми, молекули или йони,
даряващите електрони се наричат
реставратори.
Окисляването винаги е придружено
реставрация. Редокс реакциите са
е единството на две противоположности
процеси - окисление и редукция.
4

Окислителите са:

прости вещества, чиито атоми имат
висока електроотрицателност. Това
елементи от VII, VI, V групи от главни подгрупи, от които
най-активни са флуор, кислород, хлор.
сложни вещества, чиито катиони се намират в
най-висока степен на окисление.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложни вещества, чиито аниони съдържат атом
метални или неметални са най-високите
степени на окисление
Например: K2Сr2O7, KMnO4, KNO3, H2SO4.
5
5

Редукторите са:

Елементи от групи I, II, III на основните подгрупи. Например:
Na, Zn, H2, Al.
Сложни вещества, чиито катиони се намират в
най-ниска степен на окисление. Например: SnCl2, FeCl2.
Сложни вещества, в които анионите достигат
крайно 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 атом.)6

Три типа редокс реакции.

Три типа редокс реакции.
- междумолекулен,
- вътрешномолекулен,
- диспропорционалност
- При междумолекулни ORR
елементи
окислителят и редуциращият агент са вътре
различни вещества. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+
- възстановяване
1 Sn 2+ - 2е = 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

възникват с едновременни
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+ - 2е = N 5+ - окисление
9

Влияние на околната среда върху характера на протичането на ОВР

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

Нека да разгледаме няколко примера.

KMnO4 (калиев перманганат) е
силен окислител, в силно кисел
околната среда 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:
Оксидирана
форма
Възстановен
форма
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-
Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
H2O2 + 2e = 2OH-
Водороден пероксид като редуциращ агент.
НО
H–O
13
H+
O2 + 2H3O+; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
+
OH-O2 + 2H2O;
H2O2 + 2OH- - 2e = O2 + 2H2O
13

Окислителни свойства на K2CrO4 и K2Cr2O7

3. Калиев хромат K2CrO4 и калиев дихромат
K2Сr2О7 са силни окислители. В кисело и
алкални разтвори на съединение Cr(III) и
Cr(VI) съществува в различни форми.
Оксидирана
Възстановен
форма
форма
Cr2O72- + H3O+
2 Cr 3+
CrO42- + OHCr(OH)3, CrO2-, 3
14
14

К2Сr2О7

15
15

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

Електронно-йонен метод
баланс (метод на полуреакция).
Реакции, протичащи в кисела среда.
Правило: ако възникне реакция в кисел
среда, тогава можете да работите с H3O+ йони
(H+) и водни молекули. H3O+ йони (H+)
написана от тази страна на уравнението
полуреакции, при които има излишък на кислород,
пишат водни молекули
съответно в частта, където кислород
няма или липсва. освен това
количеството H3O+ (H+) се взема два пъти
по-голям от броя на излишните атоми
16
кислород.

Пример 1.
КМnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + …
Добре
слънце
сряда
Решение
2
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5
SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+
2MnO4- +16H++5SO32-+5H2O=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+
2КMnО4 + 5Nа2SO3 + 3Н2SO4 = 2MnSO4 + К2SO4 + 5Na2SO4
+ 3H2O
KMnO4 – окислител, окислител; Na2SO3 – редуктор, 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, редуциран;
18KBr е редуциращ агент, окислява се.
18

Реакции, протичащи в алкална среда.

Правило: ако възникне реакция в
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, където
повече кислород. Освен това за всеки
липсващият кислороден атом е записан
два OH- йона.
19
19

Пример 1.

Cr2O3 + KNO3 + KOH = K2CrO4 + KNO2 + …
слънце
ДОБРЕ.
сряда
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 - редуциращ агент, окислява;
KNO3 е окислител и се редуцира.
20

Пример 2.

КMnО4 + 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

Реакции, протичащи в неутрална среда.

22
Правило: ако възникне реакция в неутрална среда,
трябва да работи само с водни молекули. освен това
излишъкът от кислород в окислителя се свързва от молекули
вода, поради H3O+ (H+) йони, за всеки излишен атом
кислород се изразходва една молекула вода, която
поставен от лявата страна на уравнението на полуреакцията, в разтвор
OH- йони се натрупват и се разполагат от дясната страна
уравнения на полуреакция. Липса на кислород
редуциращият агент се попълва от водни молекули за сметка на ОН йони, за всеки липсващ кислороден атом се изразходва
една молекула вода, която се поставя от лявата страна
уравнения на полуреакция, йони се натрупват в разтвора
H3O+ (H+) и те са поставени от дясната страна на уравнението
полуреакции.
22

Пример 1.

KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + …
ДОБРЕ.
слънце
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
KMnO4–окислител, окислител;
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, окислява;
KMnO4 е окислител и се редуцира.
24

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

Механизъм на възникване на електроден потенциал

Аз Мъже+ + n e

При потапяне на метал във вода...

Ме + m Н2О Мen+(Н2О)m+n e
Мen+(Н2О)m+ne Ме + m Н2О
Me +m H2O Men+ (H2O)m+
не

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

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

Zn
Cu
За сравнение електрод
потенциали от различни
избрани са метали
стандартни условия:
температура - 250 С, налягане
- 101,3 kPa, активност
едноименен йон - 1 mol/l.
Потенциална разлика,
възникващи между
метал и разтвор в
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 емф
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,
платинено покритие
прах, във вода
киселинен разтвор с
c(H+) = 1 mol/l и
измит
водороден газ
(p = 1 atm)
при 298 K

Диапазон от стандартни електродни потенциали за 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+

Големината на потенциала в реални условия
изчислено с помощта на уравнението на Нернст:
E Me n / Me E
0
Аз н/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 н/Аз
0,059
lg мъже
н

д
0
Мъже/Аз
- стандартен електроден потенциал,
измерено при стандартни условия:
Т 298 К
aMen 1 mol/l
F 96500 C/mol
Дж
R 8,314
бенка 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 aH
=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
активността на аниона в
решение.

Ag Ag+ + e
(1)
Кс
AgCl Ag+ + Cl-
(2)
KCl K+ + Cl-
(3)
Колкото по-висока е концентрацията на KCl, толкова по-висока е концентрацията на Cl-, толкова повече
разтворимостта на AgCl е по-ниска и концентрацията на Ag+ е по-ниска. в тези
условия е много малък и практически неоткриваем. потенциал,
възникващи на границата Ag|Ag+ се определя от уравнението на Нернст:
E h.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
RT K s
вътре
nF aCl
RT
RT
В K s
В aCl
nF
Е
0,222
E h.s. 0,222 0,059 lg a Cl

    E ч.с.

E h.s.
Потенциална стойност на сребърен хлорид
електрод при различни концентрации на воден
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 на CuSO4

Мярка за ефективността на GE елемент е EMF или потенциалната разлика на електродите:

Единен държавен изпит Ekatoda Eanoda;
Единен държавен изпит E
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
Zn2/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
Zn2/Zn
E Zn 2 / Zn E
0
Zn2/Zn
E GE
0,059
log a Zn 2 (a 2)
н
0,059
log a Zn 2 (a1)
н
0,059 на 2
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./v.f. д
0
ДОБРЕ. f./v.f.
RT киселина. ф-ма
вътре
nF
Свост. ф-ма
Стандартен RF потенциал

Валтер Фридрих Херман Нернст (1864-1941)

RH потенциалът зависи от:

температура
природата на окислителя и редуциращия агент
концентрации на окислени и
възстановени форми
pH на околната среда

Стандартен RF потенциал

ЕМП на ВО, съставен от редокс
системи,
съдържащи
окислени и редуцирани форми в
концентрации от 1 mol/l и NVE – да
стандартен ОМ потенциал на даден ОВ
системи

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

В реални условия изчисляването на RH потенциала на системата MnO4-/Mn2+ се извършва с помощта на уравнението на Нернст:

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

Колкото по-висока е стандартната относителна влажност
потенциал на системата, толкова повече
изразени са неговите окислителни ефекти
свойства при стандартни условия.
Например,
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Sn4+/Sn2+
E0= 1,51 V
E0= 0,77 V
E0= 0,15 V

Критерии за спонтанна поява на ОМ реакции

G 0
G реакции Gprod. Греф. V.
Г Аполозная Аел.
Аел. р Д
qnF
Преносим имейл
зареждане
електронна поща работя върху
трансфер на електрони
Потенциална разлика
между електродите
Брой електрони, прехвърлени към
елементарен акт на ОВР
Е Добре ла Ев ла
G nF E
ако G 0, тогава E 0

Пример:

3
Ко/Ко
2
д
0
(добре, v.)
1,84 V
Fe 3 / Fe 2 E (0 прибл., v.) 0,77 V
Co
3
окислител
Fe
2
2
редуциращ агент
НЕЯ
E 0, следователно реакцията протича
0
ДОБРЕ.
д
Co Fe
3
0
вос.
1,84 0,77 1,07
спонтанно отляво надясно

Дълбочина на реакциите на ОМ

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 по-голяма, толкова по-голяма е разликата Eok0 l i Eв0 l i,
и K x. Р. оценява дълбочината на химическия поток. реакции

Redox GE

2KI + 2FeCl3  I2 + 2FeCl2+2КCl

2KI + 2FeCl3 I2 + 2FeCl2+2КCl
д
Пт
Пт
д
KI
2I- -2e I2
I2 | 2I-
д
FeCl3
Fe3++e Fe2+
Fe3+ | Fe2+
Когато веригата е затворена
левият полуелемент отива
процес на окисление - отдаване на електрони
платина, превърне в
I2, получена плоча
начислено условно
отрицателен.
В десния полуелемент
Fe3+ взема електрони от
записите се превръщат в
Fe3+, плочата се зарежда
условно положителен.
Системата се стреми
изравнете зарядите на
дължими записи
движещи се електрони
чрез външна 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- вътрешен потенциал на сребърен хлорид
електрод (конст)
2- потенциал на вътрешната повърхност
стъклена мембрана (const)
HSE
3 - потенциал на външната повърхност
стъклена мембрана (променлива)
1+ 2 = К
стъкло = K + 0,059 lg a(H+) или
Електродно стъкло
(мембрана)
стъкло = K - 0,059 pH

Определяне на рН в лабораторни условия

Към измерването
устройство
EMF на представената електрическа верига:
E верига = E h.s. - Храня се.
E-верига = E h.s. – K + 0.059рН
pH
E вериги E h.s. ДА СЕ
0,059
E верига const

Окислението е процесът на загуба на електрони от атом, молекула или йон. Атомът се превръща в положително зареден йон: Zn 0 – 2e Zn 2+ отрицателно зареденият йон става неутрален атом: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Размерът на положително заредения йон (атом) се увеличава според броя на отдадените електрони: Fe 2 + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Редукцията е процес на получаване на електрони от атом, молекула или йон. Атомът се превръща в отрицателно зареден йон S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Размерът на положително зареден йон (атом) намалява в зависимост от броя на прикрепените електрони: Mn e Mn +2 S e S +4 или той може да се трансформира 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-A 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 с най-ниска концентрация: Fe 2+, Cu +, Mn 2+, Cr 3+; сложни йони и молекули, съдържащи атоми с междинни остатъци: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 и др.

Окислителите са атоми, молекули или йони, които получават електрони. Те се редуцират в процеса на ORR Типични окислители: атоми на неметални групи VII-A, VI-A, V-A в състава на прости вещества, метални йони в най-висока концентрация: Cu 2+, Fe 3+, Ag + ... сложни йони и молекули, съдържащи атоми с най-голяма и най-висока d.o.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 и др.

Степени на окисление на сярата: -2.0,+4,+6 H 2 S -2 - редуциращ агент 2H 2 S+3O 2 =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 (редуциращ агент) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (окислител) H 2 S +6 O 4 - окислител Cu +2H2SO4 =CuSO4 +SO2 +2H2O

Определяне степените на окисление на атомите на химичните елементи С.о. химични атоми в състава на просто вещество = 0 Алгебрична сума на с.о. на всички елементи в йона е равен на заряда на йона Алгебрична сума s.o. от всички елементи в състава на едно сложно вещество е 0. K +1 Mn +7 O x+4(-2)=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 (автоокисление-саморедукция): 3Cl KOH (hor .) 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 се знае Степените на окисление на елементите в състава на 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 кислорода 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 други, знакът на електроположителния елемент водород е на второ място

Окислителни свойства на концентрирана сярна киселина Продукти от редукция на сярата: H 2 SO 4 + много активен. 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 прекис 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 киселина в окислително-редукционни 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 EHRNM 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 EHRNM до Al )

Значението на OVR OVR е изключително често срещано. Те са свързани с метаболитни процеси в живите организми, дишане, гниене, ферментация, фотосинтеза. ОВР 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 са в основата на преобразуването на енергията на взаимодействащи химикали в електрическа енергия в галваничните батерии.

Редокс реакциите са най-често срещаните и играят голяма роля в природата. Те са в основата на живота на Земята, тъй като са свързани с дишането и метаболизма в живите организми, гниенето и ферментацията, фотосинтезата в зелените части на растенията и нервната дейност на хората и животните.

Дишане В процеса на дишане въглехидратите, мазнините и протеините, в реакции на биологично окисление и постепенно преструктуриране на органичния скелет, се отказват от водородни атоми, за да образуват редуцирани форми. Последните, когато се окисляват в дихателната верига, освобождават енергия, която се натрупва в активна форма в свързаните реакции на синтеза на АТФ.

Химическа корозия на метали След разрушаване на металната връзка, металните атоми и атомите, които изграждат окислителите, образуват химическа връзка. Този тип корозия е присъща на среди, които не са в състояние да провеждат електрически ток - това са газове и течни неелектролити.

Описание на презентацията по отделни слайдове:

1 слайд

Описание на слайда:

Изпълнил: Учителят по химия Баймухаметова Батила Тургинбаевна Окислително-редукционни реакции

2 слайд

Описание на слайда:

Мотото на урока е „Някой губи, а някой намира...“ Работейки, вие ще направите всичко за своите близки и за себе си и ако няма успех по време на работата ви, провалът не е проблем, опитайте отново . Д. И. Менделеев.

3 слайд

Описание на слайда:

4 слайд

Описание на слайда:

Тема на урока: „Редокс реакции” Цел: Да се запознаят с окислително-възстановителните реакции и да разберат каква е разликата между метаболитните реакции и окислително-възстановителните реакции. Научете се да идентифицирате окислители и редуциращи агенти в реакциите. Научете се да рисувате диаграми на процесите на отдаване и получаване на електрони. Научете за най-важните редокс реакции, открити в природата.

5 слайд

Описание на слайда:

Може би тези електрони са Светове, където има пет континента, Изкуства, знания, войни, тронове И паметта на четиридесет века! Освен това може би всеки атом е Вселена със сто планети; Има всичко, което е тук, в компресиран обем, но и това, което го няма тук. В. Брусосова.

6 слайд

Описание на слайда:

Какво е степен на окисление? Степента на окисление е номиналният заряд на атом на химичен елемент в съединение, изчислен въз основа на предположението, че всички съединения се състоят само от йони. Степента на окисление може да бъде положителна, отрицателна или нула в зависимост от естеството на включените съединения. Някои елементи имат постоянни степени на окисление, други имат променливи. Елементите с постоянна положителна степен на окисление включват - алкални метали: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, следните елементи от група II на периодичната система: Be+2 , Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, Ra+2, Zn+2, както и елемент III A от група - A1+3 и някои други. Металите в съединенията винаги имат положителна степен на окисление. От неметалите F има постоянна отрицателна степен на окисление (-1).В простите вещества, образувани от атоми на метали или неметали, степента на окисление на елементите е нула, например: Na°, Al°, Fe°, H2, O2, F2, Cl2, Br2. Водородът се характеризира със степени на окисление: +1 (H20), -1 (NaH). Кислородът се характеризира със степени на окисление: -2 (H20), -1 (H2O2), +2 (OF2).

7 слайд

Описание на слайда:

Най-важните редуциращи агенти и окислители Редуциращи агенти: Окислители: Елементарни метали Водород Въглерод Въглероден оксид (II) (CO) Сероводород (H2S) Серен оксид (IV) (SO2) Сярна киселина H2SO3 и нейните соли Халоводородни киселини и техните соли Метални катиони в междинни състояния на окисление: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотиста киселина HNO2 Амоняк NH3 Азотен оксид (II) (NO) Халогени Калиев перманганат (KMnO4) Калиев манганат (K2MnO4) Манганов оксид (IV) (MnO2) Калиев дихромат (K2Cr2O7) Азотна киселина (HNO3) Сярна киселина (конц. H2SO4) Меден (II) оксид (CuO) Оловен (IV) оксид (PbO2) Водороден пероксид (H2O2) Железен (III) хлорид (FeCl3) Органични нитро съединения

8 слайд

Описание на слайда:

Степента на окисление на мангана в съединението на калиев перманганат KMnO4. 1. Степен на окисление на калий +1, кислород -2. 2. Нека преброим броя на отрицателните заряди: 4 (-2) = - 8 3. Броят на положителните заряди на мангана е 1. 4. Съставяме следното уравнение: (+1) + x+ (-2)* 4 =0 1+ x - 8=0 X = 8 - 1 = 7 X= +7 +7 е степента на окисление на мангана в калиев перманганат.

Слайд 9

Описание на слайда:

Правила за определяне на степени на окисление 1. Степента на окисление на елемент в просто вещество е 0. Например: Ca, H2, Cl2, Na. 2. Степента на окисление на флуора във всички съединения с изключение на F2 е – 1. Пример: S+6F6-1 3. Степента на окисление на кислорода във всички съединения с изключение на O2, O3, F2-1O+2 и пероксидните съединения Na2+1 O - 12; H2+1O-12 е равно на –2 Примери: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4. Степента на окисление на водорода е +1, ако съединенията съдържат поне един неметал, -1 в съединения с метали (хидриди) 5. Степента на окисление на O в H2 Примери: C-4H4+1 Ba+2H2- 1 H2 Степента на окисление на металите винаги е положителна (с изключение на простите вещества). Степента на окисление на металите от основните подгрупи винаги е равна на номера на групата. Степента на окисление на страничните подгрупи може да приема различни стойности. Примери: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6. Максималната положителна степен на окисление е равна на номера на групата (изключения: Cu+2, Au+3). Минималната степен на окисление е равна на числото на групата минус осем. Примери: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7. Сумата от степени на окисление на атомите в една молекула (йон) е равна на 0 (зарядът на йона).

10 слайд

Описание на слайда:

Лабораторна работа Правила за безопасност. Експеримент 1. Проведете химична реакция между разтвори на меден (II) сулфат и натриев хидроксид. Опит 2. 1. Поставете железен пирон в разтвор на меден (II) сулфат. 2. Съставете уравнения за химични реакции. 3. Определете вида на всяка химична реакция. 4. Определете степента на окисление на атома на всеки химичен елемент преди и след реакцията. 5. Помислете как се различават тези реакции?

11 слайд

Описание на слайда:

Отговори: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – реакция на обмен Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – реакция на заместване Реакция № 2 се различава от реакция № 1 по това, че при нея степента на окисление на атомите на химичните елементи се променя преди и след реакцията. Обърнете внимание на тази важна разлика между двете реакции. Втората реакция е OVR. Нека подчертаем в уравнението на реакцията символите на химичните елементи, които са променили степента на окисление. Нека да ги запишем и да посочим какво са направили атомите със своите електрони (Дават или получават?), т.е. електронни преходи. Cu+2 + 2 e-  Cu0 – окислител, редуциран Fe0 - 2 e-  Fe+2 – редуциращ агент, окислен

12 слайд

Описание на слайда:

Класификация на окислително-възстановителните реакции 1. Междумолекулни окислително-възстановителни реакции Окислителят и редукторът се намират в различни вещества; обменът на електрони в тези реакции се осъществява между различни атоми или молекули: 2Ca0 + O20 → 2 Ca+2O-2 Ca - редуциращ агент; O2 - окислител Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - редуциращ агент; CuO – окислител Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn – редуктор; HСl - окислител Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - редуктор; MnO2 е окислител.

Слайд 13

Описание на слайда:

2. Вътрешномолекулни редокс реакции При вътрешномолекулните реакции окислителят и редуциращият агент са в една и съща молекула. Вътрешномолекулните реакции обикновено възникват по време на термичното разлагане на вещества, съдържащи окислител и редуциращ агент. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- окислител; О-2 - редуциращ агент

Слайд 14

Описание на слайда:

3. Реакции на диспропорциониране Редокс реакции, при които един елемент едновременно повишава и намалява степента на окисление. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Сярата в степен на окисление 0 е едновременно окислител и редуциращ агент. 4. Реакции на съставяне Редокс реакции, при които атомите на един елемент в различни степени на окисление придобиват една степен на окисление в резултат на реакцията. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – окислител; Br-1 – редуциращ агент

15 слайд

Описание на слайда:

Алгоритъм за съставяне на уравнения на окислително-редукционни реакции по метода на електронния баланс 1. Запишете реакционната схема KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Въведете степента на окисление на атомите на елементите, за които се променя KMn+7O4+ KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Идентифицират се елементи, които променят степента на окисление и се определя броят на електроните, приети от окислителя и отдадени от редуктора. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4. Изравнете броя на приетите и дарените електрони, като по този начин установите коефициенти за съединения, които съдържат елементи, които променят степента на окисление. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5. Изберете коефициенти за всички останали участници в реакцията. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O

16 слайд

Описание на слайда:

Електронният баланс е метод за намиране на коефициенти в уравненията на редокс реакциите, който разглежда обмена на електрони между атомите на елементите, които променят степента си на окисление. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, приети от окислителя.

Слайд 17

Описание на слайда:

Окислително-редукционните реакции са реакции, при които процесите на окисление и редукция протичат едновременно и като правило степента на окисление на елементите се променя. Нека разгледаме процеса, като използваме примера за взаимодействие на цинк с разредена сярна киселина:

18 слайд

Описание на слайда:

Да си припомним: 1. Окислително-редукционните реакции са реакции, при които електроните преминават от един атом, молекула или йон към друг. 2. Окислението е процесът на загуба на електрони и степента на окисление се увеличава. 3. Редукцията е процесът на добавяне на електрони, степента на окисление намалява. 4. Окисляват се атоми, молекули или йони, които отдават електрони; са редуциращи агенти. 5. Атомите, йоните или молекулите, които приемат електрони, се редуцират; са окислители. 6. Окисляването винаги е придружено от редукция, редукцията е свързана с окисление. 7. Окислително-редукционните реакции са единството на два противоположни процеса: окисление и редукция.

За да използвате визуализации на презентации, създайте акаунт в Google и влезте в него: https://accounts.google.com

Надписи на слайдове:

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

Основни понятия: окислително-редукционни реакции, окислител, редуктор, окислителни процеси, редукционни реакции, междумолекулни вътрешномолекулни диспропорции Оборудване: PSHE D. I. Mendeleeva

Когато се образуват определени видове химични връзки, възниква процесът на добавяне на електрони към атома или отдаването им, така че е възможно образуването на общи електронни двойки или заредени частици - катиони и аниони.Процесът на редукция е процесът на приемане на електрони от атом (частица) + п. В резултат на това се наблюдава намаляване на степента на окисление. при реставрация - с.о. намалява Например +2 Задача. Напишете процеса на редукция на медта () Процесът на окисление е процесът на отдаване на електрони от атом (частица) n В резултат на това се наблюдава повишаване на степента на окисление. по време на окисление - s.o. увеличава Например Задача. Напишете процеса на окисление на алуминия ()

Окислител и редуциращ агент. Способността да се определят функциите на вещество/частица (окислителна или редуцираща) чрез s.o. елемент Редуциращ агент - частица, атом, молекула, която отдава електрони (донор на електрони). Редуциращият агент винаги увеличава d.o. Окислителят е частица, атом, молекула, която приема електрони (получател на електрони). Окислителят винаги понижава s.o. 1. Така че, ако в едно съединение елементът е в минимално относително отношение, като сярата в (-2 е минималното относително отношение на сярата /номер на групата -8/), тогава съединението действа като редуциращ агент. Например: .. 2. Ако в съединението елементът е при максимум s. 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 окислители и редуктори HN S CuO сред предложените съединения

Всички химични реакции, протичащи с промяна на d.o. елементи се наричат редокс.

Междумолекулен ORR - обменът на електрони възниква между различни атоми (молекули, йони) - окислителят и редукторът са в различни молекули: + = Реакции на вътрешномолекулно 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 д.о. K _________________________________________________________________ Задание Какъв тип OVR е реакцията: N + + HN

PIN 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Реакцията ORR ли е? Определете степента на окисление на елементите Намерете окислител, редуктор Определете вида на ORR ДОМАШНА РАБОТА 1. стр. 11, научете 2. изпишете ORR от всички видове от текста (по два примера)

У дома » Печелете пари онлайн » Брошура по темата за редокс реакциите. Редокс реакции в природата. Диапазон от стандартни електродни потенциали за метали