Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

1.

Окислительновосстановительные реакции
(ОВР)

2. Классификация химических реакций

По числу и составу исходных веществ и продуктов
реакции различают:
– реакции
присоединения
NH3 + HCl NH4Cl
– реакции разложения 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2
Cu(OH)2 CuO + H2O
– реакции обмена
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
– реакции замещения 2AgNO3 + Cu 2Ag + Cu(NO3)2
По степени окисления реакции делят на:
реакции без изменения степени окисления;
реакции с изменением степени окисления.

3.

Следует различать понятия
«степень окисления» и «валентность».
Степень окисления
–
условный
заряд
элемента
в
соединении,
вызванный смещением валентных
электронов к более электроотрицательному
атому, или заряд иона
элемента, вычисленный исходя из
предположения,
что
молекула
состоит только из ионов.

4.

Валентность
– это свойство
атомов присоединять или замещать
определенное число атомов другого
элемента.
Количественно валентность
определяется числом химических
связей, образованных атомом.

5.

Окислительно-восстановительные
реакции (ОВР) – химические
реакции, при протекании которых
изменяются степени окисления
одного или нескольких элементов,
входящих в состав реагирующих
веществ.
0
0
2 2
2Mg + O2 2Mg O

6. Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления.

!!!
Окисление – процесс отдачи
частицей электронов.
Частица (атом, молекула, ион),
которая отдает электроны,
называется восстановителем.

7.

Степень окисления
атома - восстановителя
повышается:
0
Mg
–
–
2e
восст-ль
(окисляется)
+2
Mg

8. Важнейшие восстановители

• Металлы в свободном состоянии:
Mg, Fe, Cu и др.
• Соединения, содержащие
элементы в их минимальной
степени окисления:
–2
H2S,
–1
–3
KCl, NH3

9.

Восстановление – процесс
присоединения электронов.
Частица (атом, молекула,
ион), которая присоединяет
электроны, называется
окислителем.

10.

Степень окисления
атома - окислителя
понижается:
O2 +
0
–
4e
2O
окис - ль
(восстанавливается)
–2

11. Важнейшие окислители

• Простые вещества
(образованы
элементами VI -VII групп периодической системы):
O2, F2, Cl2
• Соединения, содержащие элементы в максимально положительной степени окисления:
+7
+6
+5
+6
KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4(конц.)

12.

Атомы в промежуточной степени
окисления в зависимости от типа
реакции и условий ее протекания
могут быть как окислителями, так
и восстановителями, т.е.
проявляют ОВ двойственность:
0
+4
+4
+4
2-
Cl2, SO2, SO3 , NO2

13. Например:

H2SO4 – окислитель
(степень окисления серы +6 – высшая)
H2SO3 – и окислитель, и восстановитель
(степень окисления серы +4 – промежуточная)
H2S – восстановитель
(степень окисления серы –2 – низшая).

14.

!!!
Ок-ль + ē, ст. ок. ↓
Вос-ль – ē, ст. ок. ↑

15. Классификация ОВР

1. Межмолекулярные:
атомы
окислителя и восстановителя
находятся в составе разных
молекул:
–1
0
–1
0
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2
в-ль ок-ль

16.

Внутримолекулярные:
окислитель и восстановитель в
виде атомов разных элементов
входят в состав одной и той же
молекулы:
2.
+5
–2
–1
0
2 K I O3 = 2KI + 3O2
ок-ль в-ль

17.

3. Реакции диспропорционирования:
атомы одного и того же элемента
в промежуточной степени окисления
и окисляются (повышают степень
окисления), и восстанавливаются
(понижают степень окисления):
0
Cl2
–1
+1
+ 2KOH = KCl + KClO + H2O
и ок-ль, и в-ль

18.

На протекание ОВР могут оказывать
воздействие следующие факторы:
природа окислителя и восст-ля
концентрация окислителя
температура
характер среды (кислая,
нейтральная или щелочная).

19.

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
Cu + H2SO4(разб) ≠
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(pазб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

20.

Для составления полных молекулярных уравнений ОВР используются два метода:
метод электронного баланса;
метод ионно-электронного
баланса.

21.

Основные принципы составления
уравнений ОВР :
соблюдение закона сохранения
массы (равенство числа атомов
одного и того же элемента до и после
реакции);
соблюдение закона сохранения
суммарного заряда (равенство суммы
зарядов исходных и конечных веществ).

22.

Метод электронного баланса –
метод нахождения коэффициентов в
уравнениях ОВР, при котором
рассматривается обмен электронами
между атомами, изменяющими свою
степень окисления.
Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов,
полученных окислителем.

23.

Метод
электронного
баланса
универсален: позволяет на формальной основе (с использованием понятия
«степень окисления») устанавливать
стехиометрические соотношения
в
процессах окисления-восстановления
в любых гомогенных и гетерогенных
средах.

24. Пример:

KClO3 KCl O2
Cl 5
6e
Cl 1
|
2
2O 2
4e
O02
|
3
2Cl 5
6O 2
2Cl 1 3O02
2KClO3 2KCl 3O2

25.

Метод
ионно – электронного
баланса основан на модели реально существующих частиц, присутствующих в водных растворах.
Метод используется для записи
реакций в водных растворах.

26.

Для уравнивания кислорода
в ионно-молекулярных
полуреакциях используют:
H2O
+
H в кислой среде
–
OH в щелочной среде

27.

Правило кислой среды:
в ту часть полуреакции, в которой
не хватает кислорода, на каждый
недостающий кислород добавляется
по одной молекуле H2O, в противоположную часть – необходимое
для уравнивания водорода число
катионов H+.

28.

Правило щелочной среды:
в ту часть полуреакции, в
которой не хватает
кислорода,
на каждый недостающий кислород
добавляется по два гидроксид-иона
–
OH , а в противоположную часть –
необходимое для
уравнивания
водорода число молекул H2O.

29.

В нейтральной среде в зависимости
от продуктов реакции используется
или
правило
кислой среды, или
правило щелочной среды.

30.

ПРАВИЛА СОСТАВЛЕНИЯ ОВР:
1. Составить
частные
уравнения
процессов окисления и восстановления.
Вещества записывают в форме, в
которой
существуют
в
растворе:
сильные электролиты – в виде ионов,
слабые электролиты, нерастворимые
вещества, газ – в виде молекул.

31.

2. Осуществить материальный
баланс атомов с участием
ионов среды:
H+ – в кислой,
ОH– – в щелочной,
H2O (в кислой и щелочной),
затем – электронный баланс.

32.

3. Подобрать
коэффициенты
в
уравнениях:
число
электронов,
отданных восстановителем, равно
числу электронов,
принимаемых
окислителем.
4. Сложить частные уравнения
с учетом подобранных коэф-тов.
5. Составить полное молекулярное
уравнение.

33.

!!!
Порядок уравнивания:
1.
2.
3.
4.
Э
О
Н
ē
(элемент – окисл., восст.)
(кислород)
(водород)
(электроны)

34.

Кислая среда
KMnO4 + KCl + H2SO4 =
= MnSO4 + K2SO4 + Cl2 + H2O

35.

1. Записывают схему реакции с указанием степеней
окисления элементов и выделяют элементы,
которые изменили свои степени окисления:
+1 +7
2
+1 1
1 6 2
+2 6 2
+1 6 2
0
+1 2
K Mn O4 + K Cl + H 2 S O4 Mn S O4 + K 2 S O4 + Cl2 + H 2 O
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем
составе атом Mn+7, находящийся в максимальной
степени окисления.
KCl – восстановитель, так как атом хлора имеет
минимальную степень окисления – 1.
H2SO4 – среда.
В кислой среде ион MnO4– (Mn+7) восстанавливается
до Mn2+.
Анион Cl– будет окисляться до Cl2 .

36.

2. Приводят эту схему в ионномолекулярной форме, чтобы
определить реальные частицы,
существующие в растворе:
K +
MnO 4
+ K + Cl + 2H +
2
SO 4
Mn 2 + SO 24 + 2K + SO 24 + Cl 2 + H 2O.

37.

3. Выделяют частицы, в состав которых
входят элементы, изменяющие свои
степени окисления, и записывают
ионные схемы процессов
восстановления и окисления:
MnO4
Cl
Mn
Cl2
2

38.

4. Чтобы получить полуреакции, следует
соблюдать баланс по числу атомов каждого
элемента. Поскольку в данном примере
среда кислая, для уравнивания полуреакций
пользуются правилом кислой среды:
MnO4
2Cl
8H
Mn
Cl2
2
4H 2O

39.

5. Определяют суммарные заряды в
левых и правых частях полуреакций и
добавлением или вычитанием
электронов уравнивают полуреакции по
зарядам:
MnO 4
8H 5e Mn
7
4H 2O
2
2Cl 2e Cl2
2
2
0

40.

6. Устанавливают дополнительные
множители для окислителя
и восстановителя на основании того,
что число электронов, отданных
восстановителем, должно быть равно
числу электронов, принятых
окислителем:
MnO4
8H 5e Mn
2Cl 2e Cl2
2
4H 2O 5
2
10
2
5

41.

7. Первую полуреакцию умножают на 2,
вторую – на 5 и складывают правые и
левые части полуреакций, в результате
чего получают суммарное ионномолекулярное уравнение реакции:
MnO 4
8H 5e Mn
2
4H 2O 5
2Cl 2e Cl2
2MnO 4
2
16H 10Cl 2Mn
2
10
2
5
8H 2O 5Cl 2

42.

8. Записывают окончательное уравнение в
молекулярной форме:
2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4 =
= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5Cl2 + 8H2O
Фиолетовый раствор KMnO4
превращается в прозрачный бесцветный
раствор MnSO4 .

43. Щелочная среда

+1 +7
2
+1 +3 2
+1 2 +1
1
+6
2
+1 +5 2
+1 2
K Mn O4 Na N O 2 K O H K 2 Mn O 4 Na N O3 H 2 O
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем
составе атом Mn+7, находящийся в максимальной
степени окисления.
NaNO2 – восстановитель, так как у атома азота
промежуточная степень окисления +3.
KOH – среда.
В щелочной среде ион MnO4– (Mn+7)
восстанавливается до MnO42– (Mn+6).
Анион NO2– (N+3) будет окисляться до NO3– (N+5).

44.

K MnO 4 Na NO 2 K OH
2K MnO 24 Na NO3 H 2O.
MnO 4 1e MnO 24
2
1
3
NO 2OH 2e NO H 2O
3
2
2 2 1
1
2MnO 4 NO 2 2OH 2MnO 42 NO 3 H 2O
2KMnO4 NaNO2 2KOH 2K 2 MnO4 NaNO3 H 2O
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается
в изумрудно-зеленый раствор K2MnO4 .

45. Нейтральная среда

2KMnO4 3NaNO2 H 2O 2MnO2 3NaNO3 2KOH
KMnO4 – окислитель, поскольку имеет в своем составе атом
Mn+7, находящийся в максимальной степени окисления.
NaNO2 – восстановитель, так как у атома азота
промежуточная степень окисления +3.
H2O – среда.
В нейтральной среде ион MnO4– (Mn+7) восстанавливается до
MnO2 (Mn+4). Анион NO2– (N+3) окисляется до NO3– (N+5).
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в бурый
осадок MnO2 .

46.

Окислительные свойства
перманганата калия KMnO4
H+ (H2SO4)
кислая
MnO4
–
фиолетовый
р-р
H2O
нейтральная
OH– (NaOH)
щелочная
Mn2+
бесцветный р-р
MnO2
бурый осадок
MnO42–
зеленый р-р