Презентация. Подготовка к ЕГЭ по химии.Вопросы 21,30,33 по спецификации ЕГЭ-2021 г.) Реакции окислитель-восстановительные Реакции окислительно-восстановительные

• 1 слайд

  Реакции окислительно-восстановительные
  (Вопросы 21,30,33 по спецификации ЕГЭ-2021 г.)
  Составила учитель химии МБОУ « Литвиненковская СШ» Рыженкова В.В.
  

• 2 слайд

  ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
  Окислительно–восстановительные реакции (ОВР) – это такие реакции, при прохождении которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов реагирующих веществ.
  В ходе любой ОВР одновременно протекают обычно
  2 процесса ‒ окисление и восстановление.
  

• 3 слайд

  С точки зрения электронной теории, окисление ‒ процесс отдачи электронов, в ходе которого степень окисления атома повышается, а восстановление ‒ процесс присоединения электронов, в ходе которого степень окисления атома понижается. Частицы, которые в ходе реакции отдают электроны, называются восстановителями. Частицы, которые в ходе реакции присоединяют электроны, называются окислителями.
  

• 4 слайд

  Таким образом, в ходе ОВР восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая электроны, восстанавливается. При этом число электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, принятых окислителем. ОВР – комбинация двух полуреакции – окисления и восстановления:
  m/Red1 – nē → Ox1‒восстановитель, процесс окисления
  n /Ox2 + mē → Red2 – окислитель, процесс восстановления
  mRed1 + nOx2 → mOx1 + nRed2
  где Red – от латинского reducere (возвращать), восстанавливать, а под Ox– oxidecere окислять.
  
  

• 5 слайд

  Степень окисления - условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи – ионные, то есть электронные пары полностью смещены в сторону атома с большей электроотрицательностью.
  Электроотрицательность (χ) (относительная электроотрицательность)–фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов оттягивать к себе электроны других атомов.
  Но, для правильного составления последних, немаловажным является умение определить степени окисления атомов в реагирующих веществах. При этом нужно опираться и на ряд электроотрицательности х/э.
  

• 6 слайд

  Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов, F, O, N, Cl), а низкая – у активных металлов (s-элементов I группы).В учебной практике чаще всего пользуются не абсолютными, а относительными значениями электроотрицательности. Наиболее распространенной является шкала, в которой электроотрицательности всех элементов сравниваются с электроотрицательностью лития, принятой за единицу.
  Ряд электроотрицательности х/э (по Полингу)
  F > O > Cl > N > Br > I > S > C ≈ Se > P > As > Te ≈ H >Sb>B>Si> …Met… K>Rb>Cs>Fr
  

• 7 слайд

  Постоянные степени окисления
  В простом веществе элемент имеет степень окисления ноль
  например:
  с.о.(О в О2) = 0,
  с.о.(С в С60) = 0,
  с.о.(S в S8) = 0.
  если вещество находится в атомарном
  состоянии, то степень окисления его атома также равна нулю;
  2)Фтор в соединениях [–1] так как это самый электроотрицательный х/э;
  

• 8 слайд

  3)Кислород
  с.o.(O) = –2( Fe2+3O3–2 )
  кроме соединений со фтором
  (F более электроотрицателен): O+2F2–1, O2+1F2–1,
  пероксидов металлов и водорода: Na2+1O2–1, H2+1O2–1 ;
  

• 9 слайд

  4)Водород с.о.(Н) = +1 в соединениях с неметаллами и равна –1 в соединениях с металлами (гидридах) и соединениях с Sb, B и Si:
  H+1Cl–1, H2+1S–2, N–3H3+1, Na+1H–1, Ca+2H2–1, B+32H–16, Si+4H–14, Sb+3H–13;
  5)с.о.(Mеt) ≥ 0, ноль в простом состоянии, и для металлов I−III главных подгрупп постоянная и равна
  +№ группы (включая неметалл бор);
  
  

• 10 слайд

  6)с.о.(Met) побочных и главных подгрупп IV–VIII групп только положительны, причем их значения не всегда соответствуют номеру группы (например, Cu+2, Au+3, Fe+6, Ni+3и т.д.). Поэтому с.o. этих элементов можно определить только по формуле вещества – по остальным элементам;
  

• 11 слайд

  7)с.о.(неMet) – переменна:
  от (№ группы–8) – низшая с.о. (исключение бор с.о.(B)min = –3 и инертные газы – не имеют отрицательных с.о.),
  и до +№ группы – высшая (исключение F, O). Если атом неметалла является в молекуле бинарного вещества наиболее электроотрицательным, то его с.о. будет низшей – (№ группы–8).
  Также возможна и промежуточная с.о. +№–2; +№–4; +№–6; +№–8 и до минимальной!
  

• 12 слайд

  8)c.o.атомов в органических соединениях постоянны и равны:
  с.o.(O) = –2,
  с.o.(Н) = +1,
  с.о.(N в аминогруппе-NH2) = –3;
  с.о.(N в нитрогруппе-NO2) = +3;
  с.о.(Hal) = –1.
  с.о.(C) = различна от –4 и до +4,
  
  

• 13 слайд

  Для определения степеней окисления х/э в веществе используют Правило электронейтральности веществ:в молекуле любого вещества алгебраическая сумма произведений степеней окисления атомов х/э на их число равна нулю.
  Для вещества с общей формулой –AxByCz: с.о.(A)∙x + с.о.(B)∙y + с.о.(С)∙z = 0.
  

• 14 слайд

  Определение степени окисления атомов в органических молекулах
  Метод «независимого» углерода с его неуглеродным окружением»
  Основы метода – каждый атом углерода с его неуглеродным окружением рассматривается отдельно – независимо, и считается, что суммарная степень окисления этой группировки атомов равна 0! Причина – в связи углерод–углерод (С‒С, С=С, С≡С), между атомами С нет смещения электронной плотности, из-за чего и не учитывается наличие и заряд на них.
  

• 15 слайд

  H2C =
  НC
  CH2
  

• 16 слайд

  C
  C
  C
  

• 17 слайд

  CH2
  

• 18 слайд

  CH
  

• 19 слайд

  C
  

• 20 слайд

  C
  

• 21 слайд

  C
  

• 22 слайд

  C
  C
  

• 23 слайд

  Для определения степеней окисления х/э в веществе используют Правило электронейтральности веществ:в молекуле любого вещества алгебраическая сумма произведений степеней окисления атомов х/э на их число равна нулю.
  Для вещества с общей формулой –AxByCz: с.о.(A)∙x + с.о.(B)∙y + с.о.(С)∙z = 0.
  

• 24 слайд

  Определение степени окисления
  
  В соединении сумма степеней окисления всех элементов равна нулю
  Пример 1. Вычислить степени окисления в соединении
  
  Na2 S
  Na2 +1Sx
  
  
  Записываем значения известных степеней окисления
  Составляем уравнения равенства зарядов и находим неизвестную степень окисления
  2(+1) + x = 0
  X= -2
  Na2 +1S-2
  
  
  

• 25 слайд

  K2 SO4
  
  K2 +1S xO4 -2
  2(+1) + x + 4(–2) = 0
  x = +6
  
  K2 +1S +6O4 -2
  Na4P2 O7
  Na4 +1P2 x O7 -2
  4(+1) + 2x + 7(–2) = 0
  x = +5
  Na4 +1P2 +5O7 -2
  

• 26 слайд

  В ионе сумма степеней окисления всех элементов равна заряду этого иона
  Пример 2.
  Вычислить степени окисления
  Заряд иона записывают 2+, 3-, +, … - цифра + знак, цифра 1 не пишется.
  Степень окисления записывают -1, +2, -3, … - знак + цифра, цифра 1 – пишется.
  S2O7 2-
  Отрицательно заряженный (2-х зарядный) ион
  

• 27 слайд

  [S2 xO7-2] 2-
  2x + 7(–2) = –2
  x = +6
  
  [S2 +6O7-2] 2-
  [BF4] -
  [B xF4 -1] -
  x + 4(–1) = –1
  x = +3
  [B +3F4 -1] -
  

• 28 слайд

  Вопрос 21.
  Реакции окислительно-восстановительные. Базовые знания
  Окислитель :
  принимает электроны
  уменьшает степень окисления
  восстанавливается
  участвует в процессе восстановления Восстановитель :
  1)отдаёт электроны
  2) увеличивает степень окисления
  3) окисляется
  4) участвует в процессе окисления
  

• 29 слайд

  Прогнозирование
  окислительно-восстановительных свойств веществ
  Окислительно-восстановительные свойства веществ также можно спрогнозировать исходя из значений с.о. входящих в их состав атомов х/э:
  1. с.о.(х/э в веществе) min (№ группы–8), то этот атом только восстановитель;
  2. с.о.(х/э в веществе) max (+№ группы), то этот атом – окислитель;
  3. с.о.(х/э в веществе) = (+(№ группы–2), +(№ группы–2, –2), …, но не min), то есть промежуточная, значит атом в частице может быть и восстановителем и окислителем.
  

• 30 слайд

  Пример 3. Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента серы, которое она проявляет в этой реакции.
  УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВО СЕРЫ
  А) NH4HSO3 = NH3 + H2O + SO2 1) является окислителем
  Б) 6KOH + 4S = 2K2 S + K2 S2O3 + 3H2O 2) является восстановителем
  В) 4HI + K2 SO3 = 2I2 + S + 2KOH + H2O
  3) является и окислителем, и
  восстановителем
  4) не проявляет окислительно-
  
  восстановительных свойств
  Анализ и решение. Базовые знания:
  Окислитель принимает электроны и уменьшает степень окисления.
  Восстановитель отдаёт электроны и повышает степень окисления.
  В высшей степени окисления – только окислитель, в низшей – только восстановитель, в промежуточной – и окислитель, и восстановитель Вывод: необходимо вычислить степени окисления серы в исходных веществах и продуктах реакции, после чего определить, какие свойства она проявляет
  

• 31 слайд

  Пример 3. Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента серы, которое она проявляет в этой реакции.
  УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВО СЕРЫ
  1) является окислителем
  2)является восстановителем
  3) является и окислителем,
  и восстановителем
  4) не проявляет окислительно-
  восстановительных свойств
  А) NH4HS+4O3 = NH3 + H2O + S+4O2 1+х+3(-2)=-1
  Степень окисления серы не изменилась, ответ А 4;
  
  Б) 6KOH + 4S0 = 2K2 S -2 + K2 S2 +2O3 + 3H2O
  Степень окисления серы и уменьшилась (S0 → S-2), т.е. является окислителем, и увеличилась (S0 → S +2) , т.е. является восстановителем, ответ Б – 3
  В) 4HI + K2 S+4O3 0 = 2I2 + S0+ 2KOH + H2O
  Степень окисления серы уменьшилась ( S+4 → S0 ) , т.е. является окислителем, ответ В – 1
  Ответ: 431.
  

• 32 слайд

  Пример 4. Установите соответствие между формулой иона и его способностью проявлять окислительно-восстановительные свойства.
  формула иона окислительно- восстановительные свойства
  1) только окислитель
  А) S 2- 2) только восстановитель
  Б) N+5O3 – 3) и окислитель, и
  В) N+3O2 – восстановитель
  4) ни окислитель, ни
  восстановитель
  
  

• 33 слайд

  Анализ и решение. Базовые знания :
  В низшей степени окисления элемент - только свойства восстановителя.
  В высшей степени окисления элемент - только свойства окислителя.
  В промежуточной степени окисления - свойства и окислителя, и восстановителя.
  Вывод: необходимо определить, какую (высшую, низшую или промежуточную) степень окисления имеет элемент в ионе, после чего сделать вывод о свойствах иона.
  

• 34 слайд

  А) S -2 – сера находится в VI группе,
  (-2) – низшая степень окисления, только восстановитель ответ А – 2;
  Б) N+5O3- азот находится в V группе, (+5) – высшая степень окисления, только окислитель, ответ Б – 1;
  В) N+3O2 - - азот находится в V группе, (+3) – промежуточная степень окисления, и окислитель, и восстановитель ответ В – 3;
  Ответ: 213.
  

• 35 слайд

  Различают четыре типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования и конпропорционирования.
  Межмолекулярные ОВР – это реакции, которые идут с изменением степени окисления атомов в молекулах различных веществ:
  Mn+4O2 + 4HCl–1 → Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2O ОВР такого типа встречаются чаще всего.
  
  

• 36 слайд

  2. Внутримолекулярные ОВР – это реакции, которые идут с изменением степени окисления разных атомов химических элементов, располагающихся в одной молекуле вещества.
  
  2KCl+5O3–2
  2KCl–1 + 3O20
  При этом атом элемента с более высокой степенью окисления является окислителем и окисляет атом элемента с меньшей степенью окисления.
  

• 37 слайд

  3. Реакции диспропорционирования (дисмутации) – это реакции, в которых атомы одного и того же химического элемента выступают как в роли окислителя, так и восстановителя. Такие реакции возможны для веществ, в которых данный элемент имеет промежуточную среди возможных для него степень окисления, и потому его атомы могут выступать как в роли окислителя, так и восстановителя.
  Cl20 + 2KOH(холод.) → KCl–1 + KOCl+1 + H2O
  
  
  

• 38 слайд

  4.Реакции конпропорционирования (коммутации) – это реакции, обратные реакциям диспропорционирования. В результате этих реакций атомы одного элемента, находящиеся в разных степенях окисления, переходят к общей, промежуточной между исходными, степени окисления.
  При этом атом, находящийся в более высокой степени окисления, выступает в роли окислителя, а находящийся в более низкой степени окисления ‒ в роли восстановителя.
  Реакции конпропорционирования могут быть межмолекулярными:
  2H2S–2 + S+4O2 → 3S0↓ + 2H2O,
  
  

• 39 слайд

  и внутримолекулярными:
  N–3H4N+3O2 →N20 + 2H2O.
  Реакции диспропорционирования и конпропорционирования иногда объединяют общим названием реакции самоокисления-самовосстановления.
  
  
  

• 40 слайд

  Подготовка к выполнению задания 30: свойства окислителей и восстановителей
  Важнейшие окислители:
  Cl2 , Br2 , HNO3 , H2SO4 (конц.), KMnO4 , MnO2 ,
  К2Cr2O7 , K2CrO4 , KClO, KClO3 , H2O2 , O2 , SO2 , соединения Fe(III)
  Важнейшие восстановители: металлы, неметаллы: S, P, C; сульфиды, иодиды, бромиды, а также H2S, HI, HBr, HCl, NH3 , PH3 ; нитриты, сульфиты, SO2 , соединения Fe(II), Cr(III) (Н2 , C, СО, соединения Cr(II), Cu(I), H2O2 )
  Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? H2O2 , Na2SO3 , NaNO2 , SO2 …
  

• 41 слайд

  КЛАССЫ ВАЖНЕЙШИХ ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ, СХЕМЫ ИХ ОКИСЛЕНИЯ
  Простые вещества − все металлы и некоторые умеренно активные неметаллы, например: H2, С, Si, P4:
  M0 – nē → M+n;
  
  
  

• 42 слайд

  2. Гидриды металлов, а также водородные соединения некоторых неметаллов, например:
  HI–1, HBr–1, H2O2–1, H2S–2, H2Se–2, H2Te–2, N–3H3, P–3H3, As–3H3, Sb+3H3–1, Si+4H4–1, Sn+4H4–1;
  
  

• 43 слайд

  3. Оксиды элементов, атомы которых находятся в промежуточной с.о.
  Это оксиды ряда неметаллов:
  С+2О, S+4O2, N+2O, P+32O3, а также низшие оксиды некоторых р– и d–металлов: SnO, FeO, CrO и соответствующие им соли, например, Sn+2Cl2, Fe+2SO4 и др;
  

• 44 слайд

  4. Некоторые кислородсодержащие кислоты и их соли, в состав которых входят атомы х/э в промежуточных с.о., например:
  HN+3O2, H2S+4O3, H3P+3O3 и их соли:
  
  H2S+4O3 + H2O –2ē → S+6O42– + 4H+;
  H3P+1O2 + 2H2O –4ē → P+5O43– + 7H+;
  H3P+3O3 + H2O –2ē → P+5O43– + 5H+;
  N+3O2– + H2O –2ē → N+5O3– + 2H+;
  
  

• 45 слайд

  5.Аммиак (N–3H3)и его производные – гидразин N–22H4, гидроксиламин
  N–1H2OH – стремятся к выделению элементарного азота – N2, если же окислитель сильный, то возможно окисление вплоть до азотной кислоты – HNO3:
  2N–3–6ē → N20↑;
  2N–2 –4ē → N20↑;
  2N–1 –2ē → N20↑.
  

• 46 слайд

  6. Некоторые органические вещества ‒ спирты, альдегиды, некоторые карбоновые кислоты (НСООН, HOOC–COOН), углеводы (C6H12О6):
  Муравьиная кислота – HC+2OOH:
  C+2 –2ē → C+4(CO2↑);
  Щавелевая кислота и её соли – H2C2O4:
  2C+3 –2ē → 2C+4(CO2↑);
  Альдегиды –
  RC+1HO + H2O –2ē → RC+3OOH + 2H+;
  Первичные спирты –
  RC–1H2OH –2ē → RC+1HO + 2H+;
  Глюкоза – C6H12O6 + 3OH– –2ē → C6H11O7– + 2H2O.
  

• 47 слайд

  Важнейшие окислители, схемы их окисления
  Неметаллы (F2, O2, S8, O3, Cl2) – стремятся реализовать инертную конфигурацию (ns2np6).
  Важно – галогены очень сильные окислители в щелочной среде, стремятся в с.о. = –1, активность уменьшается
  от F до I:
  Hal02 +2ē → 2Hal–1
  
  
  

• 48 слайд

  2. Ионы малоактивных металлов:
  Чем менее активен металл, тем легче его ион присоединяет электроны:
  
  

• 49 слайд

  3. Катион водорода – Н+, протон выступает окислителем преимущественно в разбавленных растворах кислот, при реакции с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода:
  Zn + H+12SO4(разб) → ZnSO4 + H02↑.
  При взаимодействии с сильными восстановителями – активными металлами (до Mn в ряду активности металлов), водород в качестве окислителя может проявлять себя и в составе воды:
  2MI + 2H+12O → 2MIOH + H02↑.
  

• 50 слайд

  4.Оксокислоты и их соли:
  4.1. Соединения марганца
  

• 51 слайд

  4.2. Соединений хрома
  

• 52 слайд

  4.3. Азотная кислота
  

• 53 слайд

  4.4. Серная кислота
  

• 54 слайд

  4.5. Кислородные соединения галогенов, кроме F – кислоты и соли сильные окислители в кислой среде, соли – особенно в щелочной:
  MHal+1O M – катион(I)
  Hal – галоген
  MHal+3O2
  MHal+5O3
  MHal+7O4
  
  

• 55 слайд

• 56 слайд

  4.6. Царская водка –
  Смесь концентрированной азотной и соляной кислот (1 : 3 по объему), называется царская водка, из-за способности растворять Pt, Pd, Os, Ru, Au:
  Au + HNO3 + 4HCl → H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O,
  для удобства пишут AuCl3;
  3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O, аналогично PtCl4.
  

• 57 слайд

  4.7. Перекись водорода.
  В молекуле пероксида водорода H2O2 с.о.(О) = –1. Это промежуточная и не самая устойчивая с.о., поэтому H2O2 проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.
  В зависимости от того, окислителем или восстановителем является H2O2 в реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными:
  H2O2 окислитель – образуется H2O
  H2O2 восстановитель – выделяется O2
  2O–1 +2ē → 2O–2
  2O–1 –2ē → O02↑
  
  

• 58 слайд

  4.8. Азотистая кислота – HNO2, устойчива при низких температурах и разбавленном виде и является сильным окислителем в относительно концентрированном виде:
  N+3 +ē → N+2 (N+2O↑),
  но с сильными окислителями и в виде солей (нитритов) – восстановитель:
  N+3–2ē → N+5 (NO3–).
  

• 59 слайд

  4.9. Кислородные кислоты и соли элементов, имеющих переменную степень окисления (Se, Te, As, S), в кислой среде способны переходить в степень окисления равную 0, и другие:
  Se+6O42– + 2H+ +2ē → Se+4O32– + H2O;
  Se+4O32– + 6H+ + 4ē → Se0 + 3H2O;
  Se+6O42– + 8H+ + 6ē → Se0 + 4H2O;
  As+5O43– + 2H+ + 2ē → As+3O33– + H2O.
  

• 60 слайд

  4.10. Персульфат аммония – (NH4)2S2O8,
  сильнейший окислитель в кислой среде, при нагревании в присутствии – Ag+:
  S2O82– +2ē → 2SO42–.
  

• 61 слайд

  4.11. Оксид свинца(IV) – PbO2, сильнейший окислитель в азотнокислой среде, способен переводить марганец из любых степеней окисления в максимальную +7:
  Pb+4 +2ē → Pb+2.
  

• 62 слайд

  4.12. Феррат калия – K2FeO4, сильнейший окислитель в нейтральной и щелочной средах, восстанавливается в Fe(OH)3:
  Fe+6 +3ē → Fe+3.
  

• 63 слайд

  МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
  В общем случае любое окислительно-восстановительное превращение состоит из четырех частей:
  mRed1 + nOx2 + средообразователь → mOx1 + nRed2 + продукты среды (взаимодействия со средой)
  
  
  
  
  
  
  
  Следует всегда иметь в виду, что основание не может образоваться в кислой среде, а кислота – в щелочной.
  

• 64 слайд

  Если происходят ОВР с участием неметаллов, то не следует забывать, что многие их оксокислоты неустойчивы и разлагаются на оксид и воду. Основные примеры таких кислот – HNO2, H2SO3, H2CO3. Записывать их в качестве продуктов ОВР некорректно. Вместо этого следует записывать H2O и, соответственно, NO,NO2, SO2, CO2.
  

• 65 слайд

  Расстановка коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции основана на том, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Алгоритм расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса сводится к следующему:
  1) Записать схему реакции;
  2) Определить какие элементы изменили степень окисления в ходе реакции;
  3) Составить полуреакции для этих элементов и определить их роль в процессе (окислитель или восстановитель);
  4) Подобрать дополнительные множители для этих элементов так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления – электронный баланс;
  5) Перенести подобранные коэффициенты в схему реакции;
  6) Уравнять числа атомов элементов, не изменивших степень окисления в ходе реакции – лучше начинать с продуктов;
  7) Проверить числа атомов всех элементов (чаще всего проводят проверку по кислороду).
  

• 66 слайд

  Подготовка к выполнению задания 30
  Запись электронного баланса
  Допустимы записи:
  2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 1
  
  3
  2Br-1 - 2ē → Br20
  K2Cr2O7 + KBr +H2 SO4 →Cr2 (SO4 )3 +Br2 +…
  или
  Cr+6 + 3ē → Cr+3 1
  Br- - ē → Br0 3
  2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3 1
  2Br - - 2ē → 2Br 0 3
  

• 67 слайд

  Недопустимы записи типа :
  Cr2 +6 + 6ē → 2Cr+3
  Такие обозначения степеней окисления как N5+ и N4+ (сначала цифра, затем знак) считаются неверными.
  

• 68 слайд

  В качестве примера рассмотрим взаимодействие оксида меди(II) с аммиаком:
  CuO+NH3→Cu+N2+H2O
  Расставив степени окисления всех элементов, находим, что в результате реакции степени окисления меняются только у меди и азота:
  Cu+2+2ē→Cu0 3 окислитель, восстановление
  2N–3–6ē→N02 1 восстановитель, окисление
  3Cu+2+2N–3→3Cu0+N02
  Переносим полученные коэффициенты в схему реакции:
  3CuO+2NH3→3Cu+N2+H2O
  
  
  
  

• 69 слайд

  Водород не изменил свою степень окисления в ходе реакции. В левой части уравнения водород содержится в двух молекулах аммиака (2NH3)⋅=6 атомов водорода слева. Значит и в правой части должно быть 6 атомов водорода. Следовательно, перед водой ставим коэффициент 6/2=3
  3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O
  Проверяем все элементы:
  медь Cu: слева 3, справа 3
  азот N: слева 2, справа 2
  водород Н: слева 6, справа 6
  

• 70 слайд

  Задача.Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: оксид хрома (VI), гидроксид железа (II), азотная кислота, ацетат серебра (I), оксид бария, сульфат калия. Допустимо использование водных растворов веществ
  30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с выделением бурого газа и образованием соли. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, и запишите уравнение этой реакции.
  

• 71 слайд

  Cr+6O3 - окислитель ,
  Fe+2(OH)2 - восстановитель,
  HN+5O3 - окислитель,
  CH3COOAg+1 - окислитель,
  BaO –, K2 SO4 –, H2O – среда,
  Анализ: имеется 3 окислителя
  (CrO3 , HNO3 , CH3COOAg) и восстановитель Fe(OH)2 .
  Бурый газ (NO2 ) может выделяться только из HNO3
  

• 72 слайд

  Слабые восстановители:
  неметаллы: S, P, C,
  средне- и малоактивные металлы: Fe, Pb, Cu, Ag …
  сложные вещества: H2 S, …)
  Сильные восстановители:
  активные металлы: Li – Zn …
  

• 73 слайд

  HN+5O3(конц.) + Fe+2SO4 → N+4O2↑ + H2O + Fe+3 (NO3 )3 + H2 SO4
  
  Окислитель среда сл. восстановитель из окислителя из восстановителя
  
  
  
  
  
  N+5 + 1ē = N+4 .1
  
  
  
  Fe+2 – 1ē = Fe+3 .1
  4HNO3 + FeSO4 = NO2↑ + H2O + Fe(NO3 )3 + H2 SO4
  бурый газ
  
  HNO3 окислитель за счёт N+5
  
  
  FeSO4 восстановитель за счёт Fe+2
  

• 74 слайд

  
  H2 S +6O4 + слабый восстановитель : SO2+H2O(хар.запах)
  (конц.) +сильный восстановитель:H2S, S↓ +H2O+...
  запах тухлых яиц жёлтый осадок
  
  
  
  Слабые восстановители:
  неметаллы: S, P, C,
  средне- и малоактивные металлы: Fe, Pb, Cu, Ag … сложные вещества: H2 S, KВr…)
  Сильные восстановители:
  активные металлы: Li – Zn … некоторые сложные вещества: HI, KI, …
  

• 75 слайд

  H2 S+6O4(к) +KI-1→H2 S -2 +H2O +I 02↓+K2 SO4
  
  окислит. восстан. сильный из окислителя из вос-ля
  среда
  
  
  S +6 + 8ē = S -2 .1
  2I-1 – 2ē = I 02 .4
  5H2 S+6O4(к) +8KI-1→H2 S -2 +4H2O +4I 02↓+4K2 SO4
  бесцветн. запах тухл.яиц тёмный осадок
  
  
  H2 SO4 окислитель за счёт S +6
  KI восстановитель за счёт I-1
  

• 76 слайд

  Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: перманганат калия, гидроксид бария, йодоводородная кислота, гидрофосфат натрия, сульфит аммония, серная кислота. Допустимо использование водных растворов веществ.
  30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с образованием простого вещества и выделением газа, окислитель понижает степень окисления до минимального значения. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
  

• 77 слайд

  KMn+7O4 - окислитель ,
  Ba(OH)2 – среда,
  H+1I -1 – окислитель (H+1), восстановитель (I-1 ),
  Na2HPO4 - ,
  (N-3H4 )2 S +4O3 - восстановитель, окислитель,
  H+1 2 S +6O4 - окислитель, среда
  H2O – среда,
  
  
  
  
  
  

• 78 слайд

  Анализ.
  Имеется 2 окислителя KMnO4 и H2 SO4 . Условию – окислитель понижает степень окисления до минимального значения может соответствовать только
  H2 SO4 . В школе реакций образования Mn из KMnO4 не составляли.
  H2 S +6O4(к.,t) + HI-1 → H2 S -2↑ + H2O +I 02↓
  Окисл.,среда сильный восст. из Ох из Red
  
  
  S +6 + 8ē = S -2 .1 Ox
  
  
  
  2I-1 – 2ē = I 02 .4 Red
  8HI + H2 SO4 = 4I2↓ + H2 S↑ + 4H2O
  

• 79 слайд

  Окислительные свойства соединений Fe+3
  Fe+3 + восстановитель = Fe+2
  2I-1 - 2ē = I02
  S -2 - 2ē = S0
  S +4 - 2ē = S+6
  M0 - 2ē = M+2 (металлы, менее активные, чем Fe) Fe+3 + восстановитель = Fe0
  H02 - 2ē = 2H+1 (восстановление H2 )
  C +2 - 2ē = C+4 (восстановление CO)
  C 0 - 2ē = C+2
  (восстановление C – кокс, уголь)
  M0 - nē = M+n (металлы, более активные, чем Fe)
  
  

• 80 слайд

  2Fe+3Cl3 + 3Na2 S -2 → 2Fe+2S↓ + S0↓+6NaCl
  Окисл. Восстан.
  
  Fe+3Cl3 + Cu0→ Fe+2Cl2 + Cu+2Cl2
  
  Fe+3 + 1ē = Fe0 .2 Ox
  
  
  Cu0 – 2ē = Cu+2 .1 Red
  2FeCl3(р-р) + Cu = 2FeCl2 + CuCl2
  бурый красный
  FeCl3 окислитель за счёт Fe+3
  Cu восстановитель за счёт Cu0
  

• 81 слайд

  Хроматы и дихроматы в заданиях 30 и 32
  Хроматы и дихроматы чаще используют в кислой среде, восстановление протекает до соединений Cr(III):
  
  K2Cr2O7+3KNO2+4H2SO4=Cr2 (SO4 )3+3KNO3 +K2SO4+4H2O
  
  Важно, чтобы продукты реакции были выбраны с учетом характера среды.
  В щелочной среде:
  2K2СrO4 + 3Zn + 8KOH + 8H2O = 2K3 [Cr(OH)6 ] + 3K2 [Zn(OH)4 ]
  В нейтральной среде:
  K2Сr2O7 + 3KNO2 + 4H2O = 2Cr(OH)3 + 3KNO3 + 2KOH
  или
  K2Сr2O7 + 3KNO2 + 4H2O = 2K [Cr(OH)4 ] + 3KNO3
  
  
  

• 82 слайд

  Окислительные свойства Cr+6
  (K2Cr2O7 и K2CrO4 )
  Н+
  K2Cr 2+6O7 -------------→Cr+3 + H2O + …
  
  
  
  оранжевый кислая среда зелёный
  OH–
  K2Cr+6O4 -------------→
  
  
  
  K2Cr+6O4 --H2O-----→Cr+3(OH)3↓ + KOH + …
  серо-зелёный
  жёлтый нейтральная
  Cr+3(OH)3↓ + KOH + …
  серо-зелёный
  
  
  Жёлтый щелочная среда
  

• 83 слайд

  
  Превращение хроматов в дихроматы и наоборот
  K2Cr2O7 + 2NaOH = K2CrO4 + Na2CrO4 + H2O (оранжевый) щёлочь (жёлтый)
  
  
  
  2K2CrO4 + H2 SO4 = K2Cr2O7 + K2 SO4 + H2O (жёлтый) (кислота) (оранжевый)
  

• 84 слайд

  Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: сульфит натрия, бихромат калия, серная кислота, хлорид натрия, гидроксид меди(II). Допустимо использование водных растворов веществ. 30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением цвета раствора. Образование осадка или выделение газа в ходе этой реакции не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
  

• 85 слайд

  Пример 2.
  Na2 S +4O3 вос-ь, окис. Бесцветн.
  K2Cr2 +6O7 окислитель оранж.
  H2 S +6O4 окислитель,среда Бесцветн.
  NaCl-1 восстановитель Бесцветн.
  Cu+2(OH)2 окислитель голубой
  H2O среда
  Анализ:
  Окрашенное вещество в растворе K2Cr2O7 , – является окислителем. Возможные восстановители – Na2 SO3 и NaCl в кислой и нейтральной средах. Реакция протекает с изменением цвета раствора. Образование осадка или выделение газа в ходе этой реакции не наблюдается.
  

• 86 слайд

  K2Cr+62O7+6NaCl-1+7H2 SO4=K2 SO4+Cr+32(SO4 )3+3Cl02↑+3Na2 SO4
  Оранж. Зелёный ж-з
  K2Cr2 +6O7 + 3Na2 S +4O3 + 4H2O = 2KOH + 2Cr+3(OH)3↓ +3Na2 S +6O4 серо-зелёный
  Обе реакции не удовлетворяют условию
  Реакция протекает с изменением цвета раствора. Образование осадка или выделение газа в ходе этой реакции не наблюдается.
  

• 87 слайд

  K2Cr+62O7 + Na2 S +4O3 + H2 SO4 → Cr+3 2 (SO4 )3 + K2 SO4 + H2O + Na2 S +6O4
  оранжевый бесцв. бесцв. зелёный бесцв. бесцв. бесцв.
  

• 88 слайд

  Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: перманганат калия, гидроксид хрома(III), хлор, сульфит аммония, бромоводород, гидроксид бария. Допустимо использование водных растворов веществ. 30. Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми образуются соль и кислота. Выделение осадка в ходе этой реакции не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
  

• 89 слайд

  KMn+7O4 - окислитель ,
  Cr+3(OH)3 - восстановитель,
  Cl0 2 - окислитель,диспропорционирование,
  (N-3H4 )2 S +4O3 -восстановитель,окислитель
  H+1Br-1 – окислитель (H+1), восстановитель (Br-1 ),
  Ba(OH)2 – среда,
  H2O – среда,
  реакции между которыми образуются соль и кислота
  

• 90 слайд

  Анализ:
  Имеется 2 окислителя (KMnO4 и Cl2 ) и
  3 восстановителя (Cr(OH)3 , (NH4 )2 SO3 и HBr).
  2) В среде Ba(OH)2 (щёлочь) кислота образоваться не может (только соль), поэтому рассматриваем реакции только в нейтральной и кислой средах.
  3) Используем KMnO4 в качестве окислителя
  

• 91 слайд

  KMn+7O4 + (NH4 )2 S +4O3 +H2O →Mn+2O2↓ + KOH + (NH4 )2 S +6O4
  окислитель вос-тель среда из окислителя из вос-теля
  
  
  
  
  
  KMn+7O4 +HBr-1 →Mn+2Br2 +KBr +H2O +Br02
  окислитель вос-тель из окислителя из вос-теля
  Обе реакции не удовлетворяют условию – должны образоваться соль и кислота.
  4) Используем Cl2 в качестве окислителя Cl02 +(NH4 )2S +4O3 +H2O→HCl-1 +(NH4 )2S+6O4
  
  окислитель восстановитель среда из окислителя из восстановителя
  Cl0 2 + 2ē = 2Cl-1 ∙1 Ox
  S +4 – 2ē = S +6 ∙1 Red
  Cl02+(NH4 )2S +4O3+H2O→2HCl-1 +(NH4 )2S+6O4
  

• 92 слайд

  СХЕМЫ ОБРАЗОВАНИЯ ПРОДУКТОВ ОКИСЛЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
  1. Окисление алканов. Не окисляются в водных растворах. Полное окисление – горение.
  CnH2n+2 + (1,5n+0,5)O2 → nCO2 + (n+1)H2O + Q
  2. Окисление алкенов.
  – нейтральная среда (pH = 7):
  
  
  

• 93 слайд

• 94 слайд

  3.
  

• 95 слайд

  Окисление алкинов.
  

• 96 слайд

  4.Окисление гомологов бензола.
  Ароматическое кольцо окислению не подвергается, как и сам C6H6. Всегда обрезаются радикалы, но у кольца на месте одного ушедшего радикала остаётся один атом углерода. Причем сколько ушло радикалов, столько атомов углерода остаётся. Продуктов окисления как минимум два – ароматическая кислота (или соль) и продукт окисления углеводородного кольца (кислота или соль).
  – нейтральная среда (pH = 7):
  

• 97 слайд

• 98 слайд

• 99 слайд

  кислая и щелочная среды (pH< 7 и pH> 7):
  

• 100 слайд

• 101 слайд

  5. Спирты. Окисление происходит только в кислой среде
  

• 102 слайд

  6. Альдегиды.
  – нейтральная среда (pH = 7):
  
  – кислая и щелочная среды (pH< 7 и pH> 7):
  
  RC+1HO + 2[Ag(NH3)2]OH →RC+3OONH4 + 2Ag↓ + H2O + 3NH3↑;
  RC+1HO + 2Cu(OH)2→RC+3OOH + Cu2O↓ + 2H2O.
  pH< 7
  pH> 7
  

• 103 слайд

  RC+1HO + 2[Ag+1(NH3)2]OH →RC+3OONH4 + 2Ag0↓+H2O + 3NH3↑
  C+1-2ē →C+3 │ 1 │Red
  Ag+1+1ē→ Ag0│ 2 │Ox
  RC+1HO + 2Cu(OH)2→RC+3OOH + Cu2O↓ + 2H2O.
  
  HCHO + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2↑ + K2SO4 + Cr2(SO4)3 +H2O
  C0-4 ē→ C+4 │ 3│Red
  2Cr+6+ 6 ē→2Cr+3│2 │Ox
  3HCHO + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CO2↑ + 2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 +11H2O
  

• 104 слайд

  HCOOH является по природе альдегидокислотой, поэтому легко окисляется до СО2 и Н2О любым окислителем:
  5HCOOH + 2KMnO4 + 3H2SO4→ 5CO2↑ + 8H2O + K2SO4 + 2MnSO4
  2KMnO4 + 3H2C2O4 → 3H2O + 5CO2↑ + 2MnO2↓ + K2CO3
  HCHO + 4KMnO4 + 6KOH → K2CO3 + 4K2MnO4 + 4H2O
  3HCHO + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CO2↑ + 2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O
  HC+2OОH + 2[Ag(NH3)2]OH → (NH4)2CO3 + 2Ag↓ + H2O + 2NH3↑
  HCOОH + Cl2 → CO2↑ + 2HCl