В заданиях ЕГЭ в качестве окислителей используют KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, H 2 O 2. В заданиях ЕГЭ в качестве окислителей используют KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7,

Презентация:



Advertisements
Похожие презентации
Окислительно – восстановительные реакции. Окислительно – восстановительные реакции- это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов химических.
Advertisements

Окислительно- восстановительные реакции. Основные правила определения степени окисления (СО) 1. СО атомов в простых веществах равна 0: Mg, S, H 2, N 2.
Готовимся к ЕГЭ Окислительно- восстановительные реакции Из опыта работы учителя химии «МОУ СОШ 73» г. Оренбурга Кочулевой Л. Р.
Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа (Образовательный центр) с. Челно-Вершины муниципального района.
Брожение Гниение это единственно важный первичный источник энергии для всего живого 6CO 2 + 6H 2 O -> C 6 H 12 O 6 + 6O 2.
Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Химия, 11 класс Учитель химии и биологии первой квалификационной категории Габдуллина Ризида.
Окислительно- восстановительные реакции. План Терминология Классификация ОВР Наиболее распространенные окислители Наиболее распространенные восстановители.
Использование современных информационных технологий при проведении обобщающих уроков Обобщающий урок 11 класс Химические реакции.
Это реакции, при которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов исходных веществ при превращении в продукты реакции При ОВР протекают.
Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций.
Лекция 8 Окислительно-восстановительные реакции. Cтепень окисления (CO) K 2 Cr 2 O 7 +I+VI-II K 2 Cr 2 O или Обозначение CO: Что такое CО? Обозначение.
Окислительно- восстановительные реакции. Цель урока: Закрепление, обобщение и углубление знаний об окислительно- восстановительных реакциях, расстановка.
Учитель химии МОУ школа 53 Щекочихина Т. Н.. Цель работы: рассмотреть методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Презентация «Упражнение в расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса»
ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Задачи урока: Закрепить умения применять понятие «степень окисления» на практике. Обобщить и дополнить знания.
Обзор КИМов ЕГЭ 2009 год часть С. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции… Определите окислитель и восстановитель.
Гидролиз солей Курсовая работа учителя химии Гимназии 144 Калининского р-на С-Петербурга.
Окислительно- восстановительные реакции Насардинова Алина-учащаяся 11 класса МОУ «Альменевская СОШ»
Азот. Соединения азота.. Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака.
Презентация к уроку по химии (9 класс) по теме: Презентация "Упражнение в расстановке коэффициентов методом электронного баланса"
Транксрипт:

В заданиях ЕГЭ в качестве окислителей используют KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, H 2 O 2. В заданиях ЕГЭ в качестве окислителей используют KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, H 2 O 2. Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах: кислой (избыток Н + -ионов), нейтральной (Н 2 О) и щелочной (избыток гидроксид- ионов ОН - ). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах: кислой (избыток Н + -ионов), нейтральной (Н 2 О) и щелочной (избыток гидроксид- ионов ОН - ). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов.

Схематически эти изменения можно представить: Схематически эти изменения можно представить: H + H + Mn 2+ Mn 2+ KMnO 4 H 2 O MnO 2 MnO 2 OH - OH - MnO 2- 4 MnO 2- 4

Обычно для создания в растворе кислой среды используют H 2 SO 4. Азотную и соляную применяют редко: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия и гидроксида натрия. Обычно для создания в растворе кислой среды используют H 2 SO 4. Азотную и соляную применяют редко: азотная кислота сама является окислителем, соляная кислота способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия и гидроксида натрия.

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Mn +7 +5ē Mn +2 2 окислитель S +4 -2ē S +6 5 восстановитель

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O = = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH S +4 -2ē S +6 3 восстановитель Mn +7 +3ē Mn +4 2 окислитель

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH = = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO 4 + H 2 O S +4 -2ē S +6 1 восстановитель Mn +7 +ē Mn +6 2 окислитель KMnO 4 + MnSO 4 + … MnO 2 +…+ H 2 SO 4 KMnO 4 + H 2 S + … MnSO 4 + S +…+ H 2 O

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O 5MnO 2 + +K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 Mn ē Mn +4 2 окислитель Mn ē Mn +4 3 восстановитель 2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 2MnSO S + K 2 SO 4 + 8H 2 O Mn ē Mn +2 2 окислитель S ē S 0 5 восстановитель

H + H + +6 Cr Cr +3 K 2 Cr 2 O 7 OH - K 2 Cr 2 O 7 OH - K 2 Cr +6 O 4 K 2 Cr +6 O 4

K 2 Cr 2 O 7 + 3KNO 2 + 4H 2 SO 4 = = 3KNO 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O Cr +6 +3ē Cr +3 2 окислитель N +3 -2ē N +5 3 восстановитель K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 2RbOH = Rb 2 CrO 4 + K 2 CrO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4(к) = CrO 3 + 2KHSO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O HCl = 2CrCl 3 + KCl + Cl H 2 O

Хроматы в кислой среде переходят в бихроматы K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O H 2 O 2 – окислитель и восстановитель H 2 O 2 – окислитель с SO 2, H 2 S, УВ.

Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды H + H + H 2 O 2 + 2H + + 2ē = 2H 2 O H 2 O 2 + 2H + + 2ē = 2H 2 O H 2 O 2 H 2 O H 2 O 2 H 2 O и OH - H 2 O 2 + 2ē = 2OH - и OH - H 2 O 2 + 2ē = 2OH - где H 2 O 2 выступает как окислитель:

среда кислая: FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O Fe +2 – ē = Fe 3+ 2 восстановитель Fe +2 – ē = Fe 3+ 2 восстановитель H 2 O 2 + 2H + + 2ē = 2H 2 O 1 окислитель среда нейтральная: 2KI + H 2 O 2 = I 2 + 2KOH 2I - - 2ē = I 2 1 2I - - 2ē = I 2 1 H 2 O 2 + 2ē = 2OH - 1

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 H 2 O 2 + H 2 S = S 0 + 2H 2 O H 2 O 2 + H 2 S = SO 2 + 4H 2 O H 2 O 2 (конц.) + H 2 S = H 2 SO 4 + 4H 2 O Во 2,3 и 4 случаях продукты реакции зависят от концентрации пероксида водорода. Во 2,3 и 4 случаях продукты реакции зависят от концентрации пероксида водорода. Но, встречаясь с очень сильным окислителем, таким, как KMnO 4, пероксид водорода выступает как восстановитель

H 2 O 2 – восстановитель H 2 O 2 – 2ē = O 2 + 2H + 1) В кислой среде: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O Mn ē = Mn 2+ 2 окислитель H 2 O 2 - 2ē = O 2 + 2H + 5 восстановитель

2) В нейтральной среде: 2KMnO 4 + 3H 2 O 2 = 2MnO 2 + 3O 2 + 2KOH + 2H 2 O + 2H 2 O Mn ē = Mn +4 2 окислитель H 2 O 2 - 2ē = O 2 + 2H + 3 восстановитель

3) В щелочной среде: 2KMnO 4 + H 2 O 2 + 2KOH = 2K 2 MnO O 2 + 2H 2 O Mn +7 O ē = Mn +7 O ок-ль H 2 O 2 - 2ē + 2OH - = O 2 + 2H 2 O 1 восс-ль