• 

  1 слайд

  Окислительно-восстановительные реакции

• 

  2 слайд

  Основа жизнедеятельности организмов (дыхание, гниение, брожение, обмен веществ, фотосинтез, горение), коррозия металлов

• 

  3 слайд

  Основа металлургических процессов, получения серной, азотной кислот, аммиака, круговорота элементов в природе

• 

  4 слайд

  Основа безотходных производств и мероприятий по охране окружающей среды

• 

  5 слайд

  Причина превращения химической энергии в электрическую (работа аккумуляторов, батареек, гальванических элементов)

• 

  6 слайд

  Окислительно-восстановительные реакции химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества

• 

  7 слайд

  Степень окисления - это условный заряд, который приобретает атом при присоединении или отдаче электронов ее определяют, условно считая, все полярные связи полностью ионными

• 

  8 слайд

  Валентность и степень окисления почти всегда равны, за исключением HN+5O3 Н20 Н-Н О20 О=О

• 

  9 слайд

  Возможные степени окисления элементов а) металлы подгруппы А только положительная постоянная равна номеру группы Na +1 Са +2

• 

  10 слайд

  Возможные степени окисления элементов б) металлы подгруппы В только положительная переменная максимальная = номеру группы Mn+2 Mn+4 Mn+7 Cr+2 Cr+3 Cr+6

• 

  11 слайд

  Возможные степени окисления элементов в) неметаллы и положительная и отрицательная макс. положительная = номеру группы Cl+7 S+6 мин. отрицательная = (номер группы - 8) Cl -1 S -2

• 

  12 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. H20 Fe0 F20 Na0 O20 N20 Ar0

• 

  13 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов 2. Степень окисления простого иона равна его заряду. H+ (+1) Fe3+ (+3) F– (-1) Сa2+ (+2)

• 

  14 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов 3. Заряд сложного иона равен сумме всех степеней окисления с учетом индексов. (S+4O3-2)2- (Р+5O4-2)3-

• 

  15 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов 4. Степень окисления водорода в его соединениях равна +1 H2+1O NH3+1 CH4+1 H+1F H+1Cl искл. - гидриды металлов LiH-1 СaH2-1

• 

  16 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов 5. Степень окисления кислорода равна -2 H2O-2 SO2-2 SO3-2 NO2-2 исключения: O+2F2 перекиси H2O2-1

• 

  17 слайд

  Правила определения степеней окисления элементов 6. Сумма степеней окисления всех атомов с учетом индексов в сложном веществе равна нулю К2+1S+4O3-2 +1*2 + 4*1 -2*3 = 0 Са+2S+6O4-2 +2*1 + 6*1 -2*4 = 0

• 

  18 слайд

  Окислитель - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны. Восстановитель - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. 

• 

  19 слайд

• 

  20 слайд

  Окислительно-восстановительные возможности элементов Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей

• 

  21 слайд

  Важнейшие окислители Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают 2H2O + 2F2 = O2+ 4HF

• 

  22 слайд

  Важнейшие окислители 2. Кислород O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3

• 

  23 слайд

  Важнейшие окислители 3. Азотная кислота HNO3 за счет азота в степени окисления +5: 3 Сu + 8 HNO3 (разб) = 3 Cu(NO3)2 + +2 NO + 4 H2O При этом возможно образование различных продуктов восстановления. Это зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя.

• 

  24 слайд

  Важнейшие окислители 4. Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах: Zn + KNO3 + 2KOH = K2ZnO2 + KNO2 + + H2O

• 

  25 слайд

  Важнейшие окислители 5. Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему Au + HNO3(конц) + 4HCl(конц) =H[AuCl4]+ + NO+ +2H2O

• 

  26 слайд

  Важнейшие окислители 6. Серная кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6 C(графит)+ 2H2SO4 (конц)= СO2 + 2SO2+ + 2H2O Состав продуктов восстановления (H2S, S, SO2) определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты

• 

  27 слайд

  Важнейшие окислители 7. Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. MnS + 4HСlO = MnSO4 + 4HCl 5Na2SO3 + 2HIO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O

• 

  28 слайд

  Важнейшие окислители 8. Перманганат калия KMnO4 проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7 В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов

• 

  29 слайд

  Важнейшие окислители 9. Дихромат калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе: 6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб) = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4 и в нейтральной среде: 3H2S + K2Cr2O7 + H2O = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH

• 

  30 слайд

  Важнейшие окислители 10. Ион водорода Н+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO3): Mg + H2SO4 (разб) = MgSO4 + H2

• 

  31 слайд

  Важнейшие окислители 11. Ионы металлов в относительно высокой степени окисления (Fe+3, Cu2+, Hg+2) восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления: H2S + 2FeCl3 = S + 2FeCl2 + 2HCl или выделяются из растворов их солей в виде металлов: 2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu

• 

  32 слайд

  Окислительно-восстановительные возможности элементов Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей

• 

  33 слайд

  Важнейшие восстановители Активные металлы (щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2  

• 

  34 слайд

  Важнейшие восстановители 2. Некоторые неметаллы (H2, C, P, Si) C + 4HNO3(конц, гор) = CO2 + 4NO2 + + 2H2O  

• 

  35 слайд

  Важнейшие восстановители 3. Бескислородные анионы (Cl, Br, I, S2,H) 2HBr(конц) + Н2O2(конц) = Br2 + 2H2O 2CaH2 + TiO2 = 2CaO + Ti +2H2  

• 

  36 слайд

  Важнейшие восстановители 4. Катионы металлов в низшей степени окисления 2 FeSO4 + H2O2(конц) + H2SO4(разб) = = Fe2(SO4)3 + 2H2O  

• 

  37 слайд

  Окислительно-восстановительные возможности элементов Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции способны и принимать, и отдавать электроны

• 

  38 слайд

  Окислительно-восстановительная двойственность Галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за искл. F2 ). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности увеличиваются от Cl2 к I2 I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

• 

  39 слайд

  Окислительно-восстановительная двойственность 2. Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления (+1, +3, +5) окислитель: S0 + NaCl+3O2 = NaCl-1 + S+4O2 восстановитель: 5 NaCl+3O2 + 2 KMn+7O4 + 3 H2SO4 (разб ) = = 5 NaCl+5O3 + 2 Mn+2SO4 + 3 H2O + K2SO4

• 

  40 слайд

  Окислительно-восстановительная двойственность 3. Перекись водорода в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства 2KI-1 + H2O2-1 = I20 + 2KO-2H при взаимодействии с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства H2O2-1 +2Hg+2(NO3)2 = O20 + Hg+12(NO3)2 + + 2HNO3

• 

  41 слайд

  Окислительно-восстановительная двойственность 4. Азотистая кислота и нитриты могут выступать как в роли окислителей: 2I-1 + 2HN+3O2 = I20 + 2N+2O + 2H2O так и в роли восстановителей 2NaN+3O2(разб, гор) + O20 = 2NaN+5O30

• 

  42 слайд

  Метод электронного баланса Определить степени окисления всех элементов. Выписать элементы, изменившие степень окисления. Если степень окисления равна нулю, то индекс нужно сохранить.

• 

  43 слайд

  Метод электронного баланса 4. Определить переход электронов, наименьшее общее кратное, коэффициенты. 5. Уравнять. 6. Определить окислитель и восстановитель.

• 

  44 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  45 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  46 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  47 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  48 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  49 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  50 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  51 слайд

  Метод электронного баланса

• 

  52 слайд

  Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

• 

  53 слайд

  Реакция в кислой среде

• 

  54 слайд

  Реакция в нейтральной среде

• 

  55 слайд

  Реакция в щелочной среде

• 

  56 слайд

  Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

• 

  57 слайд

  Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

• 

  58 слайд

  Влияние среды на изменение степеней окисления атомов химических элементов

• 

  59 слайд

  Классификация ОВР 1. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными: ( NH4)2 Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

• 

  60 слайд

  Классификация ОВР 3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается: 2Н2О 2 = 2Н2О + О2

• 

  61 слайд

  Классификация ОВР 4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента: Na2 SO3 + 2Na2 S + 6HCl = 3 S + 6NaCl + 3H2O

• 

  62 слайд

  Классификация ОВР 5. Существуют реакции смешанного типа - внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония: NH4 NO3 = N2O  + 2H2O

• 

  63 слайд

  Электролиз Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

• 

  64 слайд

  Химические источники тока Устройства для прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию.

• 

  65 слайд

• 

  66 слайд

  Устройство гальванического элемента Гальванический элемент- химический источник тока, в котором электрическая энергия вырабатывается в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакцией.

• 

  67 слайд

  Источники электрического тока

• 

  68 слайд

  Источники тока прошлого века

• 

  69 слайд

  Из нескольких гальванических элементов можно составить батарею

• 

  70 слайд

  Батарея (элемент питания) - обиходное название источника электричества для автономного питания портативного устройства. Может представлять собой одиночный гальванический элемент, аккумулятор или их соединение в батарею для увеличения напряжения.

• 

  71 слайд

  Химический источник тока многоразового действия Аккумулятор Электрические аккумуляторы используются для накопления энергии и автономного питания различных потребителей

• 

  72 слайд

• 

  73 слайд

         Герметичные малогабаритные аккумуляторы (ГМА)       Используются в телефонных радио-трубках, переносных радиоприемниках, электронных часах, измерительных приборах, сотовых телефонах, фотоаппаратах и др.).

• 

  74 слайд

Краткое описание материала