🗊Презентация Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18)

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №1Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №2Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №3Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №4Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №5Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №6Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №7Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №8Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №9Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №10Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18), слайд №11
Скачать
Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Окислительно-восстановительные реакции. (Лекция 18). Доклад-сообщение содержит 11 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


Окислительно-Восстановительные реакции Обзорная лекция
Описание слайда:
Окислительно-Восстановительные реакции Обзорная лекция

Слайд 2


Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) План: 1. Понятие ОВР 2. Типичные окислители и восстановители 3. Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД) 4. Метод электронного баланса 5. Метод полуреакций
Описание слайда:
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) План: 1. Понятие ОВР 2. Типичные окислители и восстановители 3. Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД) 4. Метод электронного баланса 5. Метод полуреакций

Слайд 3


Понятие ОВР I. ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Окислители принимают электроны и их степень окисления уменьшается. Восстановители отдают электроны и их степень окисления увеличивается. Отдача электронов – процесс окисления; принятие электронов – процесс восстановления.
Описание слайда:
Понятие ОВР I. ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Окислители принимают электроны и их степень окисления уменьшается. Восстановители отдают электроны и их степень окисления увеличивается. Отдача электронов – процесс окисления; принятие электронов – процесс восстановления.

Слайд 4


Типичные окислители: Элементы в max степени окисления ( HNO3, KMnO4, K2Cr2O7) степень окисления = номер группы. Ионы Меn+ в max степени окисления (Cu2+, Ni3+) F20, O20, O30
Описание слайда:
Типичные окислители: Элементы в max степени окисления ( HNO3, KMnO4, K2Cr2O7) степень окисления = номер группы. Ионы Меn+ в max степени окисления (Cu2+, Ni3+) F20, O20, O30

Слайд 5


Типичные восстановители: Элементы в минимальной степени окисления (KI, H2S, NH3) Ме0 (металлы) (Zn0, Mg0) H20
Описание слайда:
Типичные восстановители: Элементы в минимальной степени окисления (KI, H2S, NH3) Ме0 (металлы) (Zn0, Mg0) H20

Слайд 6


Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД) Элементы в промежуточной степени окисления (HNO2, Na2SO3) Ионы Mem+ в промежуточной степени окисления (Cu+, Fe2+) Неметаллы, кроме F2, O2, O3,H2, (S0,P0,C0) III. ОВД Элементы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями ( в зависимости от того, с чем они реагируют) Пример: 2SO2 + O2 → 2SO3 В-ЛЬ ОК-ЛЬ SO2 + 2H2 → S + 2H2O ОК-ЛЬ В-ЛЬ
Описание слайда:
Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД) Элементы в промежуточной степени окисления (HNO2, Na2SO3) Ионы Mem+ в промежуточной степени окисления (Cu+, Fe2+) Неметаллы, кроме F2, O2, O3,H2, (S0,P0,C0) III. ОВД Элементы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями ( в зависимости от того, с чем они реагируют) Пример: 2SO2 + O2 → 2SO3 В-ЛЬ ОК-ЛЬ SO2 + 2H2 → S + 2H2O ОК-ЛЬ В-ЛЬ

Слайд 7


IV. Метод электронного баланса Метод используется, если реакция протекает в газах или в твердой фазе. Пример: N-3H3 + O20 → N20 + H2O -2 В-ЛЬ ОК-ЛЬ 2N-3 -6e- → N20 12 2 O20 +4e- → 2O-2 3 4NH3 + 3O20 → 2N20 + 6H2O Проверка: Ме, неМе, H, O
Описание слайда:
IV. Метод электронного баланса Метод используется, если реакция протекает в газах или в твердой фазе. Пример: N-3H3 + O20 → N20 + H2O -2 В-ЛЬ ОК-ЛЬ 2N-3 -6e- → N20 12 2 O20 +4e- → 2O-2 3 4NH3 + 3O20 → 2N20 + 6H2O Проверка: Ме, неМе, H, O

Слайд 8


V. Метод полуреакций Метод полуреакций используется для ОВР, протекающих в водном растворе. В нем выписывается не просто элемент, изменивший степень окисления, а ион или молекула, в составе которого есть этот элемент. Для уравнивания атомов кислорода и водорода в этом методе можно использовать : H+, H2O, OH- : в кислой среде H+, H2O; в нейтральной среде: H2O, OH-, H+ в щелочной среде: H2O, OH-
Описание слайда:
V. Метод полуреакций Метод полуреакций используется для ОВР, протекающих в водном растворе. В нем выписывается не просто элемент, изменивший степень окисления, а ион или молекула, в составе которого есть этот элемент. Для уравнивания атомов кислорода и водорода в этом методе можно использовать : H+, H2O, OH- : в кислой среде H+, H2O; в нейтральной среде: H2O, OH-, H+ в щелочной среде: H2O, OH-

Слайд 9


Правила уравнивания атомов «O» и «Н»: а) кислая среда: в той части полуреакции, где мало атомов «О» дописывают+ H2O(столько молекул воды, сколько не хватает атомов «О»), а по другую сторону стрелочки дописывают ионы «Н+», столько, сколько их напротив. Пример: MnO4 - + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O2+ Затем считают суммарный заряд слева и справа и находят их разницу (это количество электронов)
Описание слайда:
Правила уравнивания атомов «O» и «Н»: а) кислая среда: в той части полуреакции, где мало атомов «О» дописывают+ H2O(столько молекул воды, сколько не хватает атомов «О»), а по другую сторону стрелочки дописывают ионы «Н+», столько, сколько их напротив. Пример: MnO4 - + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O2+ Затем считают суммарный заряд слева и справа и находят их разницу (это количество электронов)

Слайд 10


б) нейтральная среда: если справа и слева в полуреакции разное количество атомов «О», то слева всегда добавляют воду (столько молекул, сколько лишних атомов «О» или сколько не хватает атомов «О»). Справа же могут быть и H+, и OH-. Пример: MnO4- + 2H2O +3e- → MnО2 + 4OH- Затем считают заряд слева, заряд справа и их разницу (это количество электронов).
Описание слайда:
б) нейтральная среда: если справа и слева в полуреакции разное количество атомов «О», то слева всегда добавляют воду (столько молекул, сколько лишних атомов «О» или сколько не хватает атомов «О»). Справа же могут быть и H+, и OH-. Пример: MnO4- + 2H2O +3e- → MnО2 + 4OH- Затем считают заряд слева, заряд справа и их разницу (это количество электронов).

Слайд 11


в) щелочная среда H2O пишут в той части полуреакции, где много атомов «О», столько молекул H2O, сколько не хватает атомов «О». В другой же части полуреакции пишут OH- Пример: SO32- + 2OH- -2e- → SO42- + H2O Затем считают суммарные заряды слева , заряды справа и их разницу ( это количество электронов)
Описание слайда:
в) щелочная среда H2O пишут в той части полуреакции, где много атомов «О», столько молекул H2O, сколько не хватает атомов «О». В другой же части полуреакции пишут OH- Пример: SO32- + 2OH- -2e- → SO42- + H2O Затем считают суммарные заряды слева , заряды справа и их разницу ( это количество электронов)

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию