лк 12-13 ОВР.ppt
- Количество слайдов: 14
Лекция № 12 -13 ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов (с. о. ).
1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ (С. О. ) С. о. - условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи атома – ионные. 1) С. о. атомов в молекулах простых веществ равна 0. 2) Простые вещества состоят из атомов одного элемента:
2) С. о. металлов в соединениях всегда больше 0: I группа, главная подгруппа с. о. = +1 II группа, главная подгруппа с. о. = +2 III группа Al с. о. = +3 3) Водород Н Во всех соединениях с. о. = +1, кроме гидридов Ме (с. о. = -1) 4) Кислород О Во всех соединениях с. о. = -2, в перекисях с. о. = -1 5) Фтор F с. о. = -1
6) Высшая степень окисления равна № группы. 7) Низшая с. о. = (№ГР. -8). У металлов низшая с. о. равна 0. У остальных элементов с. о. определяют расчетным путем. Fe. SO 4 -определение по кислотному остатку. Отделить вертикальной чертой кислотный остаток и найти его заряд в таблице растворимости.
Окислитель – вещество, которое принимает электроны. Восстановитель – вещество, которое отдает электроны. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс принятия электронов. Окислитель в ходе реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Число принятых электронов должно быть равно числу отданных.
Элемент в высшей степени окисления может быть только окислителем. Типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны, понижая свою степень окисления. Элемент в низшей степени окисления может быть только восстановителем. Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Элемент в промежуточной степени окисления может быть и окислителем, и восстановителем.
Мерой окислительной и восстановительной способности системы является электродный потенциал. Окислительная способность возрастает со сдвигом потенциала в сторону положительных значений, восстановительная активность возрастает со сдвигом потенциала в сторону отрицательных значений.
2. ПОРЯДОК РАБОТЫ НАД УРАВНЕНИЕМ ОВР 1) Расставить с. о. над каждым элементом; 2) определить элементы, меняющие с. о. ; 3) составить электронные уравнения, дописав необходимое число электронов в левую часть; 4) уравнять число принятых и отданных электронов , для этого найти наименьшее общее кратное и дополнительные коэффициенты; 5) перенести в основное уравнение коэффициенты, полученные в электронных уравнениях; 6) уравнять металлы; 7) уравнять неметаллы (кроме Н и О); 8) уравнять Н; 9) проверить по О.
3. УЧЕТ ИНДЕКСОВ При составлении электронных уравнений необходимо учитывать число атомов, входящих в молекулу (индекс): 1) если вещество простое, то оно переносится в электронное уравнение со своим индексом (О 2 ); 2) если вещество сложное, то в электронных уравнениях индекс превращается в коэффициент(как в ионных реакциях обмена).
4. ОСОБЕННОСТИ УРАВНИВАНИЯ ПРИ ПОВТОРЕНИИ С. О. Если элемент в какой- либо с. о. стоит хотя бы в двух соединениях в любой части равенства (т. е. эта с. о. повторяется), то: 1) в электронных уравнениях индекс при элементе в данной с. о. не учитывается; 2) коэффициент для элемента в данной с. о. , полученный в электронных уравнениях, не переносится в основное уравнение.
ПРИМЕРЫ 1) 2 реакция окисления (отдал) 4 1 = 2 2 Mn. O 2 + 1 O 2 + 4 KOH реакция восстановления (взял) = 2 K 2 Mn. O 4+ 2 H 2 O
2) реакция восстановления 2 1 4 2 2 Mn. O 2 + 2 H 2 SO 4 реакция окисления = 2 Mn. SO 4 + 1 O 2 + 2 H 2 O
3) 5 2 10 2 реакция окисления реакция восстановления 10 Fe. SO 4+ 2 KMn. O 4 + 8 H 2 SO 4= 5 Fe 2(SO 4)3 + 2 Mn. SO 4 +1 K 2 SO 4+ 8 H 2 O