Инфоурок Другое Конспекты"Теория окислительно-восстановительных процессов." Теоретический материал ( 11 класс)

"Теория окислительно-восстановительных процессов." Теоретический материал ( 11 класс)

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Окислительно-восстановительные процессы

1)     Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.

             В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.


         Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.


        ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
         ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.

 

2)Типичные восстановители и окислители.

Окислители:

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

                Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;

                                    соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;

                                    оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители:

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

   Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;

                       соли – KI, NaBr, K2S.

 

     Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

 

3) Процессы окисления и восстановления

      В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:

окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!

   

 

4) Что такое электронный баланс?

           Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:    Н N+5O3 + C0 à

       Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.  

      HN+5O3 + C0 à С+4О2  +  N+4O2+ Н2О

Составляем электронный баланс:

  N+5 + 1е à  N+4 ô4 – окислитель

  C0 – 4 е  à С+4    ô1 – восстановитель

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.

        4HNO3 + C   à СО2  +  4NO2+ 2Н2О

 

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

KMnO4

  (малиновый раствор)

 + восстановитель

 

кислая среда:

Mn2+

(MnCl2, MnSO4)

обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn +4

(MnO2 бурый осадок)

щелочная среда:

Mn+6

(K2MnO4,

зеленый раствор)

 

Сr +6

Cr+3

 

K2Cr2O7

(дихромат) или

K2CrO4(хромат)

CrCl3, Cr2(SO4)3

в кислой среде

 

+ восстановители

 

Cr(OH)3

в нейтральной среде

 

K3[Cr(OH)6]

в щелочной среде

 

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?

          а) S2-, I-, Br-, Cl- à переходят в Э0

          б) Р-3, As-3 à +5

          в) N+3,S+4, P+3, и т.п. à в высшую степень окисления 

                                                (соль или кислота)

Примеры реакций:

2KMnO4  + 5H2O2 + 3H2SO4(кислая среда) à 2MnSO4 + 5O2  + K2SO4 + 8H2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4(кислая среда) à Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O

 

Разложение нитратов  (по ряду активности металлов!).

1. Металлы  левее магния кроме лития.

2KNO3   t      2КNO2      +     O2

         нитрит  металла  +  кислород

2. От магния

до меди включительно+ литий

2Mg(NO3)2 t   2MgO  + 4NO+ O2

               оксид

           металла*  + NO2  + O2

3. Правее меди

2AgNO3 t   2Ag   + 2NO2   +  O2

           металл  + NO2  + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

                                 

H N+5O3 + металлы

+4

+2

+1

0

-3

NO2

NO

N2O

N2

NH4NO3

Неактивные металлы

Активные металлы**

концентри-рованная

разбавлен-ная

концентриро-ванная

среднее разбавление

очень разбавленная

чем активнее металл и чем более разбавленная кислота 

- не реагируют с азотной кислотой  Au,Pt,Pd.

 - пассивация Al,Cr,Fe*

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки

 ** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до  N2O!

                                                         

 

H2SO4

-  не реаг Au, Pt, Pd.

Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота!

Концентрированная

(пассивация Al,Cr,Fe)**

 металлы в ряду активности  до Н - Н2 + сульфат металла*.

 металлы после Н – не реагируют.

неактивные металлы – сульфат металла +SO2

активные металлы и цинксульфат металла

+ S или H2S***

Концентрированная кислота + неметаллы

à SO2 + кислота или оксид неметалла (в макс. степени окисления)

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

 

Вещества с двойственной природой:

   Пероксид водорода:

         Н2О2   +  окислитель        à  O2

                   +  восстановитель  à  Н2О или ОН-

Нитриты щелочных металлов и аммония:       

          КNO2  + окислитель        à  KNO3

                    + восстановитель  à  NO

 

Примеры реакций:

H2O2 + 2KI + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2H2O (пероксидокислитель)

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 à 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (пероксид – восстановитель)

KNO2 + H2O2 à KNO3 + H2O (нитрит – восстановитель)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 à 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O (нитритокислитель)

 

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает   и принимает электроны.

 Например, в реакции: Cl20+ KOH à KCl-1  + KCl+5O3 + H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает,   переходя  в  устойчивую степень окисления  +5

 

Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Сера + щёлочь à 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)

S0 à  S-2 и  S+4

Фосфор + щелочь à фосфин РН3 и соль ГИПОФОСФИТ КН2РО2(реакция идёт при кипячении)

Р0 à  Р-3  и  Р+1

Хлор + вода (без нагревания)à 2 кислоты, HCl, HClO

Хлор + щелочь (без нагревания)à 2 соли, КCl и КClO и вода

Cl20 à  Cl-  и  Cl+

 

Бром, йод + вода à 2 кислоты, HBr, HBrO3

Хлор  + щелочь (при нагревании)à 2 соли, КCl и КClO3 и вода

Бром, йод + щелочь à две соли и вода.

Cl20 à Cl-  и  Cl+5

Br20 à Br и Br+5

 

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей

NO2 + вода à2 кислоты, азотная и азотистая

NO2 + щелочь à 2 соли, нитрат и нитрит

N+4  à N+3 и N+5

K2SO3 –(t) àсульфид и сульфат калия

S+4 à S-2 и S+6

KClO3 –(t)(без катализатора) à 2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4

Cl+5 à Cl- и Cl+7

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал
Скачать тест к материалу

Краткое описание документа:

Теоретический материал содержит как основные химические понятия, такие как " окислитель", " восстановитель", " окислительно-восстановительная реакция", так и вопросы, относящиеся к электролизным процессам и окислительным способностям азотной и серной кислот. Коспект может быть с успехом использован и на уроках химии в 11 классе, и при подготовке учащихся к единому государственному экзамену по химии, сразу по нескольким теоретическим вопросам КИМов. Теоретический материал значительно расширяет и углубляет знания, полученные учащимися при изучении данной темы в 8-9 классах и позволяет ответить на многие сложные вопросы данного раздела химии.

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

5 898 111 материалов в базе

Скачать материал
Скачать тест к материалу

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

  • Скачать материал
    Скачать тест к материалу
    • 20.02.2015 1208
    • DOC 100 кбайт
    • Оцените материал:
  • Настоящий материал опубликован пользователем Глушко Татьяна Алексеевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

    Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

    Удалить материал
  • Автор материала

    Глушко Татьяна Алексеевна
    Глушко Татьяна Алексеевна
    • На сайте: 7 лет и 6 месяцев
    • Подписчики: 0
    • Всего просмотров: 17085
    • Всего материалов: 5

Ваша скидка на курсы

40%
Скидка для нового слушателя. Войдите на сайт, чтобы применить скидку к любому курсу
Курсы со скидкой