Окислительно-восстановительные реакции - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №1

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №2

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №3

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №4

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №5

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №6

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №7

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №8

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №9

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №10

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №11

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №12

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №13

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №14

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №15

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №16

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №17

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №18

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №19

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №20

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №21

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №22

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №23

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №24

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №25

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №26

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №27

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №28

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №29

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №30

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №31

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №32

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №33

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №34

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №35

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №36

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №37

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №38

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №39

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №40

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №41

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №42

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №43

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №44

Окислительно-восстановительные реакции, слайд №45

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Окислительно-восстановительные реакции. Доклад-сообщение содержит 45 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции 1. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса. 2. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов. 3. Заключение по разделу “Общая и неорганическая химия”.

Слайд 3

Описание слайда:

П.1. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Слайд 4

Описание слайда:

Степень окисления формальный (условный) заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Степень окисления: Cl+7, Mo+6, F–1 Заряд иона в растворе: Ba2+, Na+, S2– (обозн. арабскими цифрами) Степень окисления: простых веществ равна 0; атома водорода и щелочных металлов в соединениях равна +1 (исключение для H - гидриды металлов (-1); атома кислорода в соединениях -2 (исключение – Н2О2 и F2О); атомы шелочноземельных металлов +2 (за исключением Hg); Al и В +3; атома F в соединениях (-1). SO32-≠SO42-

Слайд 5

Описание слайда:

Степень окисления не совпадает с истинным зарядом атома в соединении H+0,17Cl–0,17 не совпадает с валентностью (числом ковалентных связей, обозн. римскими цифрами) HI–OII–OII–HI

Слайд 6

Описание слайда:

Типичные окислители и восстановители Окислители: Простые вещества – cодержащие элементы с высокой электроотрицатель-ностью (F2, O2, Cl2 и т.д.) Сложные вещества – содержащие элементы в высоких степенях окисления (КMnO4 , К2Cr2O7, НNO3 и т.д.)

Слайд 7

Описание слайда:

Изменение степени окисления = перераспределение электронной плотности ("передача электронов") (НСlO - хлорноватистая кислота – соли гипохлориты) HClO + H2S = HCl + S + H2O

Слайд 8

Описание слайда:

Типы ОВР Внутримолекулярные реакции (окислитель и восстановитель - в одной и той же молекуле) 2Hg+2O–2 = O20 + 2Hg0 Дисмутация (диспропорционирование) 3Au+1F = Au+3F3 + 2Au0

Слайд 9

Описание слайда:

Типы ОВР Межмолекулярные реакции (окислитель и восстановитель - в разных молекулах) 2Mg0 + O20 = 2Mg+2O–2 PbS–2 + 4H2O2–1 = PbS+6O4 + 4H2O–2 2H2S–2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

Слайд 10

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления. 2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления. 3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда. 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов. 5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов.

Слайд 11

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса FeСl3 + KJ  FeСl2 + KCl + J2 Fe+3 + 1e– = Fe+2 окислитель н.о.к. 2 2J-1 - 2e– = J20 восстановитель 2FeСl3 + 2KJ  2FeСl2 + 2KCl + J2

Слайд 12

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса Na2SO3 + KMnO4 + Н2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + Н2O S+4 – 2e– = S+6 восстановитель н.о.к. 10 Mn+7 + 5e– = Mn+2 окислитель 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3Н2SO4  5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3Н2O

Слайд 13

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса Na2SO3 + KMnO4 + Н2O  Na2SO4 + MnO2 + KOН S+4 – 2e– = S+6 восстановитель н.о.к. 6 Mn+7 + 3e– = Mn+4 окислитель 3Na2SO3 + 2KMnO4 + Н2O  3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOН

Слайд 14

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса Na2SO3 + KMnO4 + NaOН  Na2SO4 + K2MnO4 + Н2O S+4 – 2e– = S+6 восстановитель Mn+7 + 1e– = Mn+6 окислитель Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOН  Na2SO4 + K2MnO4 +Na2MnO4 +Н2O

Слайд 15

Описание слайда:

Влияние среды Продукты реакции 5Na2SO3 + 2КMnO4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O 3Na2SO3 +2 КMnO4 + H2O  2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH Na2SO3 + 2КMnO4 + 2КOH  + 2К2MnO4 + Na2SO4 +H2O (СМ. ЛАБОРАТОРНУЮ РАБОТУ)

Слайд 16

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронного баланса FeS + O2  Fe2O3 + SO2 Fe+2 – 1e– = Fe+3 S–2 – 6e– = S+4 восстановители O2 + 4e– = 2O-2 окислитель 4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2

Слайд 17

Описание слайда:

Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Метод электронно-ионных полуреакций 1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду. 2. Записывают формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде. 3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда. 4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов. 5. Составляют ионное уравнение реакции 6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами.

Слайд 18

Описание слайда:

Подбор числа атомов водорода и кислорода Кислотная среда [HI] = H+ [OII] + 2H+ = H2O

Слайд 19

Описание слайда:

Направление ОВР Br– + PbO2 + H+  Br2 + Pb2+ + H2O Br– + Fe3+ ≠ Br2 + Fe2+ Br2 + Fe2+  Br– + Fe3+ Количественная мера окислительной способности Ок (и восстановительной способности Вс) – электродный потенциал φ (греческая буква “фи”)

Слайд 20

Описание слайда:

Электродный потенциал φ электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы (Оф) и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы (Вф)

Слайд 21

Описание слайда:

Разность потенциалов Δφ Оф(1) + Вф(2) Вф(1) + Оф(2) Оф(1) + n1e– Вф(1) Вф(2) – n1e– Оф(2) (-) Fe l Fe+2 ll Cu+2 l Cu (+) (гальванический элемент)

Слайд 22

Описание слайда:

Стандартный водородный электрод

Слайд 23

Описание слайда:

Стандартный потенциал полуреакции восстановления φ° Оф + Н2 Вф + 2Н+ Δφ° = φ°(Оф/Вф) – φ°(Н+/Н2) = φ°(Оф/Вф) Данные приведены в справочниках Стандартные условия: ci = 1 моль/л (для каждого участника реакции в растворе) pi = 1 атм (для каждого газообразного участника реакции) Т = 298 К (обычно) ст.у. ≠ н.у. (0°С, 1 атм)

Слайд 24

Описание слайда:

Сравнение φ° Сила Ок и Вс

Слайд 25

Описание слайда:

Критерий протекания ОВР в стандартных условиях ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) > 0 В ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) < 0 В

Слайд 26

Описание слайда:

Уравнение Нернста На практике стандартные условия не используются Оф + ne– = Вф MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O Во время протекания реакции φ измерить нельзя, но можно вычислить По мере протекания реакции φ(Ок) , а φ(Вс)  Когда φ(Ок) = φ(Вс), реакция прекращается

Слайд 27

Описание слайда:

Критерий полноты протекания ОВР (В РЕАЛЬНЫХ УСЛОВИЯХ) ОВР протекает в прямом направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° > 0,4 В ОВР протекает в обратном направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° < –0,4 В

Слайд 28

Описание слайда:

Пример Какие галогениды могут быть окислены катионом Fe3+ в стандартных условиях? 2Г– + 2Fe3+ = Г2 + 2Fe2+ Оф/Вф φ°, В Δφ°, В ст.у. Fe3+/Fe2+ 0,77 F2/F– 2,86 –2,09  Cl2/Cl– 1,36 –0,59  Br2/Br– 1,07 –0,30  I2/I– 0,54 +0,23 

Слайд 29

Описание слайда:

П2. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов. Комплексные соединения сложные вещества, образованные из реально существующих более простых формульных единиц (частиц). Включают внутреннюю сферу (ковалентные связи) и внешнюю сферу (ионные связи) В растворе – диссоциация внешней сферы Na[Al(OH)4] = Na+ + [Al(OH)4]–

Слайд 30

Описание слайда:

Комплексные соединения

Слайд 31

Описание слайда:

Номенклатура комплексных соединений Число лигандов моно, ди, три, тетра, пента и т.д. Названия лигандов Анионные Cl– хлоро, H– гидридо, OH– гидроксо, O2– оксо, S2– тио Нейтральные H2O аква, NH3 амин Катионные H+ гидро Комплексообразователь Нейтральный или катионный комплекс русский корень Анионный комплекс латинский корень

Слайд 32

Описание слайда:

Примеры Гексанитрокобальтат(III) натрия Na3[Co(NO2)6] Гидроксид диамминсеребра(I) [Ag(NH3)2]OH Тетраиодомеркурат(II) калия K2[HgI4] , Тетрароданомеркурат(II) аммония (NH4)2[Hg(SCN)4]

Слайд 33

Описание слайда:

Примеры [Cu(H2O)4]2+ катион тетрааквамеди(II) [Zn(OH)4]2– тетрагидроксоцинкат-ион [Cr(H2O)5OH]2+ катион гидроксопентааквахрома(III) K[BF4] тетрафтороборат калия

Слайд 34

Описание слайда:

Комплексные соединения в растворах

Слайд 35

Описание слайда:

Вторичная диссоциация комплексов Диссоциация комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя) количественно характеризуется константами нестойкости комплексов Kн .

Слайд 36

Описание слайда:

Константы нестойкости некоторых комплексов

Слайд 37

Описание слайда:

Что же такое комплексы? Комплексные соединения – вещества, существующие как в кристаллическом состоянии, так и в растворе, особенностью которых является наличие центрального атома (акцептора электронов), окруженного лигандами (донорами электронов). В растворе лиганды способны ступенчато и обратимо отщепляться от центрального атома по гетеролитическому типу.

Слайд 38

Описание слайда:

Порфирин

Слайд 39

Описание слайда:

Хлорофилл

Слайд 40

Описание слайда:

Слайд 41

Описание слайда:

Слайд 42

Описание слайда:

Дополнительный слайд: Основные соотношения Эквивалент – условная (реально не существующая) частица, в z раз меньшая, чем формульная единица z – эквивалентное число (≥1) Формульная единица n, моль M, г/моль VM, л/моль с, моль/л (М)

Слайд 43

Описание слайда:

Слайд 44

Описание слайда:

Слайд 45

Описание слайда:

Литература Кафедра химии УрГАУ/ ВКонтакте Vk.com/club86527277 Тел кафедры: 221-41-03 1. О.С. Габриелян и др. Химия. Учебное пособие/. М.: Академия, 2012. 2. И.К. Циткович. Курс аналитической химии. – Изд. “Лань”, 2007. 3. И.И. Грандберг. Н.Л. Нам. Органическая химия.- Дрова, 2009. Дополнительная: Г.П. Хомченко, И.К. Циткович. Неорганическая химия. – М.. Высшая школа, 2009. Методические указания для самостоятельной работы