Презентація Окисно-відновні реакції

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Окисно-відновні реакції – реакції, що супроводжуються зміною ступеня окиснення атомів. ПОНЯТТЯ ПРО ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇНаприклад:2 H2 + O2= H2 O00-2+1 До реакції ступінь окиснення обох речовин дорівнював 0, а після -2 та +1. Отже бачимо, що він змінився тому така реакція називається окисно-відновною. Mn. O2 + 4 HCl= Mn. Cl2 + Cl2 + 2 H2 O +4-1+20 До реакції ступінь окиснення Мангану був +4, а Хлору -1, а після +2 та 0 відповідно, тому ця реакція також окисно-відновна

ЕЛЕКТРОННА ТЕОРІЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙВ окисно-відновній реакції відбуваються одночасно 2 процеси: ОКИСНЕННЯ ТА ВІДНОВЛЕННЯ. ОКИСНЕННЯ – процес віддачі електронів. Він супроводжується підвищенням ступеня окиснення атома (йона). Речовина, яка віддає електрони - відновник Розглянемо рівняння взаємодії Феруму з Хлором. Ферум мав ступінь окиснення 0, а став +3, отже він віддав 3 електрони. Оскільки атом ВІДдав електрони, тому він називається ВІДНОВНИК, а процес ОКИСНЕННЯ. Fe -3 e= Fe0_+3 Fe + 3 Cl2= Fe. Cl300-1+3

ЕЛЕКТРОННА ТЕОРІЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙВІДНОВЛЕННЯ – процес отримання електронів. Він супроводжується зниженням ступеня окиснення атома (йона). Речовина, яка отримує електрони - окисник Окрім Феруму в цьому рівнянні також змінює ступінь окиснення Хлор. Хлор мав ступінь окиснення 0, а став -1, отже він отримав 1 електрон. Оскільки атом Отримав електрони, тому він називається ОКИСНИК, а процес ВІДНОВЛЕННЯ. Інший процес, який відбувається в окисно-відновній реакції - відновлення. Cl +1 e= Cl0_-1 Fe + 3 Cl2= Fe. Cl300-1+3

ЕЛЕКТРОННА ТЕОРІЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙПроцеси окиснення та відновлення в реакції відбуваються зрівноважено, тому кількість електронів, яку віддає один атом має бути такою ж, яку приймає інший. Підібрати коефіцієнти в окисно-відновному рівнянні не завжди буває просто, необхідно враховувати рух електронів від одного атома до іншого. Для цього використовують метод електронного балансу. Cu. O + H2 = Cu + H2 O+20+10 Сu + 2 e= Cu0_+2 H2 - 2 e = 2 H0_+1 Рівняння електронного балансу. Для того щоб зрівноважити ці процеси потрібно скласти електронний баланс. Для відновлення одного атома Купруму необхідно 2 електрони. При окисненні однієї молекули водню (Н2) утворюється 2 вільних електрони, які приєднаються до атома Купруму.

МЕТОД ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУКупрум до реакції мав ступінь окиснення +2, а Нітроген -3. Після реакції обидва елементи мали 0. Отож їхній ступінь окиснення змінився й вони беруть участь в окисно-відновному процесіДаний метод базується на порівнянні ступенів окиснення атомів до та після реакції. Розглянемо детальніше цей метод на прикладі взаємодії Купрум (ІІ) оксиду та амоніаку. 1. Спочатку необхідно визначити ступені окиснення атомів у рівнянні до та після реакції-2 Cu. O + NH3 = Cu + N2 + H2 O+2-300-2+1+12. Далі визначаємо, які атоми змінили ступінь окиснення. Cu. O + NH3 = Cu + N2 + H2 O+2-300

МЕТОД ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУ3. Визначаємо скільки електронів прийняв чи віддав кожен з атомів. Cu → Cu+202 – 0 = 2 Cu + 2 е → Cu+20_N → N-30-3 – 0 = -3 N - 3 е → N-30_Проста речовина азоту – двохатомна (N2), тому для її утворення має окиснитися два атоми Нітрогену і участь у цьому процесі має взяти у два рази більше електронів - 6. Отже рівняння матиме такий вигляд: Електрони несуть негативний заряд, тобто мінус. Для того щоб визначити атом приймає чи віддає електрони, а також їх кількість, що бере участь у зміні ступеня окиснення необхідно: від початкового ступеня окиснення відняти той що утворився.2 N - 6 е → N2-30 Плюс означає, що атом приймає електрони. Мінус означає, що атом віддає електрони

МЕТОД ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУ4. Зрівноважуємо кількість електронів у процесах відновлення та окиснення. Записуємо схеми відновлення, а під нею – окиснення. Справа ставимо вертикальну риску. Cu + 2 е → Cu+20_2 N - 6 е → N2-30_6 Найменше спільне кратне ділимо на кількість електронів у кожній схемі і записуємо праворуч від другої лінії навпроти кожної зі схем. Cu + 2 е → Cu+20_2 N - 6 е → N2-30_Визначаємо скільки електронів бере участь в обох процесах. У першому – 2, в другому – 6. Необхідно підібрати коефіцієнти, щоб в обох схемах кількість електронів була однаковою. Для цього спочатку визначаємо найменше спільне кратне у даному випадку 6. Записуємо це число справа від лінії по середині. Після ставимо ще одну лінію.(6:2=3)(6:6=1)31 Cu + 2 е → Cu+20_2 N - 6 е → N2-30_6

МЕТОД ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУТепер кількість електронів у кожному процесі однакова. Ми бачимо скільки атомів кожного елемента потрібно для того щоб відбулася окисно-відновна реакція. Домножуємо кожну схему на число що утворилося. У результаті запис матиме такий вигляд 5. Коефіцієнти з кожної схеми електронного балансу переносимо в рівняння реакції.3 Cu. O + 2 NH3 = 3 Cu + 2 N2 + H2 O+2-300 У схемі перед Купрумом, що перебуває в ступені окиснення +2 стоїть коефіцієнт 3, тому пишемо його перед сполукою у рівнянні що також містить Cu+2. Це ж саме стосується Cu0. Повторюємо такі дії з Нітрогеном.31 Cu + 2 е → Cu+20_2 N - 6 е → N2-30_63 Cu + 6 е → 3 Cu+20_2 N - 6 е → N2-30_

Для того щоб зрівноважити Гідроген у рівнянні не вистачало коефіцієнта 3 перед молекулою Н2 О. 6. Рахуємо кількість атомів кожного елемента до реакції та після і доставляємо коефіцієнти, яких не вистачає. ПРИКЛАД: H2 S + O2 = S + H2 OS-2 -2e = S0 O20 + 4e = 2 O-24212 S-2 -4e = 2 S0 O20 + 4e = 2 O-22 H2 S + O2 = 2 S + 2 H2 OМЕТОД ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУ3 Cu. O + 2 NH3 = 3 Cu + 2 N2 + H2 O+2-300

ОКИСНИКИ ТА ВІДНОВНИКИОКИСНИКИ – атоми хімічних елементів, що перебувають в максимальному ступені окиснення. Вони можуть лише приймати електрони. Mn+7 (KMn. O4), S+6 (H2 SO4) , Cr+6 (K2 Cr2 O7)Наприклад: ВІДНОВНИКИ – атоми хімічних елементів, що перебувають в мінімальному ступені окиснення. Вони можуть лише віддавати електрони. Наприклад: Крім того відновниками є прості речовини (метали та деякі неметали)Наприклад: Також окисником є кисень O2 S-2 (H2 S), N-3 (NH3), Cl-1 (HCl)Al, H2, C

Атоми хімічних елементів, що перебувають в проміжному між максимальними та мінімальним ступенями окиснення, можуть бути одночасно ОКИСНИКАМИ та ВІДНОВНИКАМИ. ОКИСНИКИ ТА ВІДНОВНИКИMn+6 (K2 Mn. O4) Наприклад: Можливі ступені окиснення Мангану від 0 до +7. Саме тому Mn+6 виявляє властивості як окисника так і відновника. S+4 (SO2) Можливі ступені окиснення Сульфуру від -2 до +6. Fe+2 (Fe. Cl2) Можливі ступені окиснення Феруму від 0 до +3. Cr+3 (Cr2(SO4)3 Можливі ступені окиснення Хрому від 0 до +6.

ПОШИРЕНІ ОКИСНИКИКИСЕНЬ (О2) – найпоширеніший окисник на Землі. Він здатний окиснювати багато речовин, утворюючи оксиди. СУЛЬФАТНА ТА НІТРАТНА КИСЛОТИ (H2 SO4 та HNO3) – у концентрованому стані дуже сильні окисники. У розведеному стані – слабкі. Окисні властивості зумовлені тим, що Нітроген та Сульфур перебувають в максимальних ступенях окиснення N+5 і S+6 КАЛІЙ ПЕРЕМАНГАНАТ (KMn. O4) – один із найважливіших окисників у хімічному синтезі. Його окисні властивості зумовлені тим, що атом Мангану перебуває в максимальному ступені окиснення +7. ФТОР (F2) – найсильніший окисник серед усіх простих речовин. Здатний окиснити навіть золото та платину. КАЛІЙ ДИХРОМАТ (K2 Cr2 O7) – поширений окисник у лабораторному синтезі та в промисловості. Окисні властивості зумовлені максимальним ступенем окиснення Хрому +6.

ПОШИРЕНІ ВІДНОВНИКИМЕТАЛИ – типові відновники, при чому чим лівіше метал розташований у ряді активності тим сильніші його відновні властивості. Активніші метали використовуються для відновлення слабших. КОКС (ВУГЛЕЦЬ С) – найпоширеніший відновник у промисловості, добувають з вугілля. Використовують для відновлення металів. ВОДЕНЬ (Н2) – поширений відновник, використовується зокрема для відновлення металів. Менш поширений у промисловості через вогненебезпечність. СІРКОВОДЕНЬ (H2 S) – поширений відновник у хімічному синтезі, часто використовується в лабораторних умовах. Його відновні властивості зумовлені мінімальним ступенем окиснення Сірки -2.

ДЯКУЮ ЗА УВАГУ