Овр презентация для егэ

Скачать материал

Скачать материал

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  Окислительно-восстановительные реакции. Задание 30 ЕГЭ по химии.
  Учитель химии МАОУ «Лицей №9» г. Пермь
  Бондарцова Ксения Владимировна

• 

  2 слайд

  Источник: http://fipi.ru/sites/default/files/document/1566460019/himiya_2019.pdf

• 

  3 слайд

  Возможные причины низкого процента выполнения задания 30
  Большой объём необходимых для выполнения задания знаний;
  Разрозненность теоретического материала;
  Отсутствие алгоритма действий при выполнении задания.

• 

  4 слайд

  Цель: повысить уровень знаний учащихся в теме окислительно-восстановительные реакции.
  Задачи:
  разобрать основные окислители/восстановители и продукты их восстановления/окисления, оформить в доступной форме (в виде таблицы);
  Потренироваться на заданиях из тренировочных и реальных вариантов ЕГЭ разных лет;
  Отработать алгоритм написания электронного баланса и расстановки коэффициентов.

• 

  5 слайд

  Для наилучшего усвоения материала, во время просмотра презентации учащиеся заполняют таблицу по окислителям и восстановителям

• 

  6 слайд

  Вид и формулировка задания 30:

• 

• 

  8 слайд

  Важнейшие окислители
  Cl2, Br2, O2 @;
  HN+5O3 @, H2S+6O4(конц.) @;
  KMn+7O4, Mn+4O2@;
  K2Cr+62O7, K2Cr+6O4@;
  KCl+1O, KCl+5O3 @;
  H2O2,соединения Fe(III)@

• 

  9 слайд

  Простые вещества неметаллы в процессе восстановления приобретают низшую степень окисления:
  Cl20 + 2e-→ 2 Cl-
  Br20 + 2e-→ 2 Br-
  O20 + 4e-→ 2 O-2

  ⇑

• 

  10 слайд

  Изменение степени окисления азотной кислоты

• 

  11 слайд

  Изменение степени окисления азотной кислоты
  Al, Fe, Cr, Co, Ni – в концентрированных растворах пассивируются, реакция идёт при t;
  Au, Pt, Ir, Rh – реакция не идёт.

• 

  12 слайд

  Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с неметаллами
  Взаимодействие с сульфидами:
  HNO3 (конц) окисляет углерод, серу и фосфор до высших кислот:
  S + 6 HNO3 = H2SO4 + 6NO2+ 2H2O;
  P + 5 HNO3 = H3PO4 + 5NO2 +H2O.

• 

  13 слайд

  Нитрат-ион проявляет окислительные свойства не только в кислой, но и щелочной среде, при этом в растворах NO3 восстанавливается активными металлами до NH3:
  4Zn + KNO3 + 7 KOH + H2O → 4K2[Zn(OH)4] + NH3
  ⇑

• 

  14 слайд

  Концентрированная серная кислота с металлами:

• 

  15 слайд

  При взаимодействии с углеродом концентрированная серная кислота реагирует с выделением сернистого газа:
  С + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
  ⇑

• 

  16 слайд

  Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от среды

• 

  17 слайд

  Окислительные свойства Mn+4O2
  MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + H2O
  ⇑

• 

  18 слайд

  Хромат и дихромат калия

• 

  19 слайд

  Хромат и дихромат калия в зависимости от среды восстанавливаются следующим образом:
  ⇑

• 

  20 слайд

  Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли восстанавливаются до степени окисления -1:

• 

  21 слайд

  Окислительная способность кислот падает с возрастанием силы кислоты
  ⇑

• 

  22 слайд

  H2O2 – окислитель в реакциях с иодидами (KI), сульфидами (PbS), нитритами (KNO2), сульфитами (NaSO3), соединениями Cr+3 – восстанавливается до H2O
  ⇑

• 

  23 слайд

  Соединения железа (III)

• 

  24 слайд

  Соединения железа (III)
  ⇑

• 

  25 слайд

  Важнейшие восстановители
  металлы, неметаллы: S, P, C@;
  Сульфиды (S-2), иодиды (I-), бромиды (Br-), а также H2S-2, HI-, HBr-, HCl-,
  N-3H3, P-3H3@;
  Нитриты (N+4O2), сульфиты (S+4O3);
  соединения Fe(II)@, Cr(III), соединения Cr(II)@, Cu(I);
  Н2, C, С+2О, H2O-12@

• 

  26 слайд

  Вещества, в которых элемент находится в низшей степени окисления, такие как сульфиды (S-2), иодиды (I-), бромиды (Br-), а также H2S-2, HI-, HBr-,HCl-,N-3H3, P-3H3…
  Восстанавливаются до 0 степени окисления, т. е. образуются простые вещества

• 

• 

  28 слайд

  Окисление железа

• 

• 

  30 слайд

  Азот и сера в нитритах и сульфитах приобретают высшую степень окисления
  ⇑

• 

• 

  32 слайд

  H2O-12 – окисляется до кислорода.
  ⇑

• 

  33 слайд

  Простые вещества неметаллы
  ⇑

• 

  34 слайд

  Алгоритм написания ОВР:
  Найти в списке возможные окислители и восстановители;
  Определить есть ли необходимость в указании реактива среды (кислоты, основания);
  Написать уравнение реакции, расставить степени окисления в окислителях, восстановителях и продуктах их взаимодействия;
  Написать электронный баланс, вычислить коэффициенты, согласно отданным и принятым электронам;
  Выписать окислитель и восстановитель с указанием степени окисления.

• 

• 

• 

• 

  38 слайд

  Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: гипохлорит калия, гидроксид калия, сульфат железа (III), оксид хрома (III), оксид магния. Допустимо использование водных растворов.

• 

  39 слайд

  Полезные ссылки:
  https://chemrise.ru/theory/rules_chromium_11
  https://internat.msu.ru/media/uploads/2012/05/Vebinar-MGU_13_04_2018_1-StahanovaSV.pdf
  https://vk.com/chemistry_100

Краткое описание документа:

Муниципальное автономное образовательное учреждение

«Лицей № 9» г. Перми, Пермский край

Методическая разработка практического занятия на тему:

«Окислительно-восстановительные реакции. Задание 30 ЕГЭ.»

Подготовила: учитель химии

Бондарцова К. В.

Пермь, 2019

Согласно отчету на сайте ФИПИ в 2019 году с заданием 30 ЕГЭ по химии справились 36,8 % учеников сдававших экзамен, также отмечено, что задание 30 играет важную роль в дифференциации учащихся по знаниям. Причинами такого низкого процента выполнения задания могут быть:

1) Большой объём необходимых для выполнения задания знаний;

2) Разрозненность теоретического материала;

3) Отсутствие алгоритма действий при выполнении задания.

В данном материале представлены материалы по структурированию знаний об окислительно-восстановительных реакциях и их применению на практике. Материал рассчитан для применения его на занятиях в 11 классе, на серию уроков. Предполагается, что учащиеся уже имеют определённый набор знаний по свойствам химических веществ, знают названия веществ, умеют составлять формулы веществ по названиям и умеют определять степени окисления в сложных веществах, знают элементы с постоянными и переменными степенями окисления.

Цель: повысить уровень знаний учащихся в теме ОВР.

Задачи:

— разобрать основные окислители/восстановители и продукты их восстановления/окисления, оформить в доступной форме (в виде таблицы);

— потренироваться на заданиях из тренировочных и реальных вариантов ЕГЭ разных лет;

— отработать алгоритм написания электронного баланса и расстановки коэффициентов.

Для наилучшего усвоения материала, во время просмотра презентации учащиеся заполняют таблицу по окислителям и восстановителям, примерный вид таблицы представлен ниже:

Окислители
Элемент (в-во)	Условия	Восстанавливается до	Пример реакции
Простые вещества неметаллы галогены, O2		Cl20 + 2e—→ 2 Cl— Br20 + 2e—→ 2 Br— O20 + 4e—→ 2 O-2	Br2+ SO2→H2SO4 + HBr+ H2O ! Cl2+KOH→KCl + KClO3+H2O
HN+5O3		N+4O2	(Li-Pd) + HNO3(сильноконц)→ MeNO3+ NO2 + H2O (Сu-Pd) + HNO3( конц)→ MeNO3+ NO2 + H2O
N+2O	(Mn-Pb) + HNO3( конц)→ MeNO3+ NO + H2O (Сu-Pd) + HNO3( разб)→ MeNO3+ NO + H2O
N+12O	(Li-Al) + HNO3(конц)→ MeNO3+ N2O + H2O (Mn-Pb) + HNO3( разб)→ MeNO3+ N2O + H2O
N02	(Li-Al) + HNO3(разб)→ MeNO3+ N2 + H2O (Mn-Pb) + HNO3( очразб)→ MeNO3+ N2 + H2O
N-3H4NO3	HNO3(очразб)+ (Li-Al) → MeNO3+ NH4NO3 + H2O;
KN+5O3		N-3H3	4Zn + KNO3 + 7 KOH + H2O → 4K2[Zn(OH)4] + NH3 KNO3+4Mg + 6H2O→ NH3 + Mg(OH)2 + KOH
Сплавление в щелочной среде	N+3O21-	KNO3+ MnO2+ 2KOH→ KNO2+ K2MnO4+ H2O
H2S+6O4(конц)	Сильные восстановители Li- Zn, HI, KI	H2S-2	Ca + H2SO4(конц) → CaSO4+ H2S + H2O
Сd-Pb	S0
Слабые восстановители:S, С, P, средне- и малоактивные металлы (Fe, Cu, Ag), CuI, H2S (соли), соли Fe(II)	S+4O2
KMn+7O4	H+	Mn2+
H2O	Mn+4O2
OH—	Mn+6O42-
Mn+4O2	H+	Mn2+
K2Cr+62O7, K2Cr+6O4	H+	Cr3+ (соли)
H2O	Cr3+(OH)3
OH—	[Cr3+(OH)6]3-
HCl+1O, HCl+5O3 KCl+1O, KCl+5O3		Cl-1
H2O-12	иодидами (KI), сульфидами (PbS), нитритами (KNO2), сульфитами (NaSO3), соед. Cr+3	H2O-2
Соединения железа (III)	иодидами (KI), сульфидами (PbS), SO2, металлы	Соединения железа (II)

Восстановители
Элемент(в-во)	Условия	Oкисляется до	Пример реакции
S0, P0, C0	Кислоты-окислители	S+4, P+5, С+4,
сульфиды (S-2), иодиды (I—), бромиды (Br—), а также H2S-2, HI—, HBr—,HCl—,N-3H3, P-3H3	При использовании сильных окислителей (KMnO4, HNO3,K2Cr+62O7) S-2→ S+6 (сульфаты, серная кислота)	Восстанавливаются до 0 степени окисления, т. е. образуются простые вещества, кроме P-3→ P+5
Нитриты (N+4O2—), сульфиты (S+4O32-)		До высшей степени окисления
H2O-12	Типичные окислители KMnO4, галогены, кислородсодержащие кислоты хлора и их соли,нитраты, K2Cr+62O7	O20
Fe0, Fe+2, Fe+3		Fe+6
Fe(II)		Fe(III)
Cr+2		Cr+3
Cr+3		Cr+6 Хроматы

Во время написания окислительно-восстановительных реакций предлагается пользоваться следующим алгоритмом:

• Найти в списке возможные окислители и восстановители;
• -Определить есть ли необходимость в указании реактива среды (кислоты, основания);
• -Написать уравнение реакции, расставить степени окисления в окислителях, восстановителях и продуктах их взаимодействия;
• -Написать электронный баланс, вычислить коэффициенты, согласно отданным и принятым электронам;
• -Выписать окислитель и восстановитель с указанием степени окисления.
• Данный практикум может помочь одиннадцатиклассникам в написании 30 задания
  ЕГЭ по химии.

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 154 748 материалов в базе

• Выберите категорию:

• Выберите учебник и тему

• Выберите класс:

• Тип материала:

  • Все материалы

  • Статьи

  • Научные работы

  • Видеоуроки

  • Презентации

  • Конспекты

  • Тесты

  • Рабочие программы

  • Другие методич. материалы

Найти материалы

Вам будут интересны эти курсы:

• Курс повышения квалификации «Химия окружающей среды»

• Курс профессиональной переподготовки «Химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»

• Курс повышения квалификации «Нанотехнологии и наноматериалы в биологии. Нанобиотехнологическая продукция»

• Курс повышения квалификации «Введение в сетевые технологии»

• Курс повышения квалификации «Организация практики студентов в соответствии с требованиями ФГОС медицинских направлений подготовки»

• Курс повышения квалификации «Особенности подготовки к сдаче ОГЭ по химии в условиях реализации ФГОС ООО»

• Курс профессиональной переподготовки «Биология и химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»

• Курс профессиональной переподготовки «Организация маркетинга в туризме»

• Курс повышения квалификации «Современные образовательные технологии в преподавании химии с учетом ФГОС»

• Курс профессиональной переподготовки «Риск-менеджмент организации: организация эффективной работы системы управления рисками»

• Курс профессиональной переподготовки «Эксплуатация и обслуживание общего имущества многоквартирного дома»

• Курс профессиональной переподготовки «Теория и методика музейного дела и охраны исторических памятников»

• Курс профессиональной переподготовки «Техническое сопровождение технологических процессов переработки нефти и газа»

• Курс профессиональной переподготовки «Организация системы учета и мониторинга обращения с отходами производства и потребления»

Слайд 1

Окислительно-восстановительные реакции Составила: у читель химии МБОУ « ОБОЯНСКАЯ СОШ №1» КЛИМОВА Т. А.

Слайд 2

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ОВР ( окислительно -восстановительные реакции) СО (степень окисления) Восстановитель Окислитель Восстановление Окисление

Слайд 3

ВХОДНОЙ КОНТРОЛЬ 1. (А 5) C тепень окисления +3 атом хлора имеет в соединении 1) CI 2 O 7 2) CI 2 O 5 3) Ba(CIO 2 ) 2 4)KCIO 3 2. ( B2 ) Установите соответствие между формулой соли и степенью окисления хрома в ней A) K 2 CrO 4 1) 0 Б) CaCr 2 O 7 2) +2 В) CrO 2 F 2 3) +3 Г) Ba 3 [Cr(OH) 6 ] 2 4) +4 5) +5 6) +6

Слайд 4

ВХОДНОЙ КОНТРОЛЬ 3. ( A 5) Максимальную степень окисления азот проявляет в соединении NH 4 CI 2) NO 2 3) NH 4 NO 3 NOF 4. (В2) Установите соответствие между схемой реакции и названием восстановителя в ней А) Ca + H 2 →CaH 2 кальций Б) NH 3 + Ca → Ca (NH 2 ) 2 + H 2 2) водород В) N 2 + H 2 → NH 3 3) аммиак Г) NH 3 +CI 2 → NH 4 CI + N 2 4) азот 5) хлор

Слайд 5

Входной контроль 5. (В2) Установите соответствие между схемой реакции и формулой окислителя в ней Схема реакции Ок — ль А) K 2 CO 3 + Br 2 → KBr + KBrO 3 + CO 2 1) K 2 CO 3 Б) Br 2 + CI 2 → BrCI 2) Br 2 В) Br 2 + I 2 → IBr 3) CI 2 Г) HBr + HBrO 3 →Br 2 +H 2 O 4) I 2 5) HBr 6) HBrO 3

Слайд 6

Входной контроль 6 . (В2) Установите соответствие между схемой реакции и формулой недостающего вещества Схема реакции Формула А) S + HNO 3 конц → … + NO 2 + H 2 O 1) SO 2 Б) H 2 S + CI 2 → … + HCI 2) H 2 SO 4 В) S + O 2 →… 3) SO 3 Г) Cu + H 2 SO 4 конц → С uSO 4 + … + H 2 O 4) S 5) H 2 SO 3

Слайд 7

самопроверка 1. 3 2. 6 6 6 3 3. 3 4. 1 1 2 3 5. 2 3 2 6 6. 2 4 1 1

Слайд 8

Типы овр 1. М ежмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель входят в состав молекул разных веществ FeCI 3 + KI = FeCI 2 + I 2 + KCI (расставьте коэффициенты методом э лектронного баланса)

Слайд 9

Типы овр 2. Внутримолекулярные ОВР – и окислитель, и восстановитель входят в состав одного вещества ( NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O (расставьте коэффициенты методом э лектронного баланса)

Слайд 10

Типы овр Реакции самоокисления-самовосстановления ( диспропорционирования ) – один и тот же элемент является и восстановителем и окислителем NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 (расставьте коэффициенты методом электронного баланса)

Слайд 11

Возможные со Галогены VII A группа (F, CI, Br, I) F – не имеет положительных СО, в соединениях СО = -1, F 2 0 Остальные галогены (на примере CI) +7 – CI 2 O 7 , HCIO 4 , соли MeCIO 4 +6 – CIO 3 +5 – CI 2 O 5 , HCIO 3 , соли MeCIO 3 +4 – CIO 2 +3 – CI 2 O 3 , HCIO 2 , соли MeCIO 2 +1 – CI 2 O, HCIO, соли MeCIO 0 – простые вещества CI 2 -1 – HCI, соли MeCI , PCI 5

Слайд 12

Возможные со Халькогены VI A группа ( O, S, Se, Te , Po) К ислород имеет СО= +2 в соединении OF 2 , -2 в пероксидах ( H 2 O 2 ), обычно в соединениях СО = -2 , простое вещество СО = 0. Остальные халькогены ( на примере S) +6 –SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , соли MeSO 4 , MeHSO 4 + 4- SO 2 , H2SO 3 , соли (MeHSO 3 , MeSO 3 ), SCI 4 +2 – SCI 2 +1 – S 2 CI 2 0 – простое вещество -1 – FeS 2 -2 – H 2 S, соли ( MeS , MeHS ) , CS 2

Слайд 13

Возможные со Элементы V А группы Азот +5 – N 2 O 5 , HNO 3 , соли MeNO 3 +4 – NO 2 +3 – N 2 O 3 , HNO 2 , соли MeNO 2 , NF 3 +2 – NO +1 – N 2 O 0 – простое вещество N 2 -3 – NH 3 , NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O), соли NH 4 KO, MeN , MeNH 2 , MeNH

Слайд 14

Возможные со Элементы V А группы Фосфор +5 – P 2 O 5 , HPO 3 , H 3 PO 4 , соли (MePO 4 , MeH 2 PO 4 , MeHPO 4 ), PCI 5 , P 2 S 5 +3 – P 2 O 3 , PCI 3 , P 2 S 3 0 – простое вещество -3 – PH 3 , соли MeP

Слайд 15

Возможные со Элементы IV А группы Углерод +4 – CO 2 , H 2 CO 3 , соли (MeCO 3 , MeHCO 3 ), CS 2 , CCI 4 +3 – H 2 C 2 O 4 +2- CO, HCOOH, HCN 0 – простое вещество -1 – C 2 H 2 , CaC 2 -2 – C 2 H 4 -4 – CH 4 , AI 4 C 3 Кремний +4 – SiO 2 , H 2 SiO 3 , H 4 SiO 4 , соли MeSiO 3 , MeSiO 4 , SiCI 4 0 – простое вещество -4 – SiH 4 , Mg 2 SI, силициды

Слайд 16

Возможные со Водород + 1 – H 2 O, MeOH , H KO , MeH KO 0 – простое вещество -1 – гидриды MeH

Слайд 17

Важнейшие восстановители Все простые вещества металлы. Сложные вещества, содержащие элементы с низшим значением СО (8 — № группы) CH 4 , SiH 4 , NH 3 , PH 3 , Na 3 N ( нитриды ) , Ca 3 P 2 ( фосфиды ) , H 2 S и сульфиды ( MeS ), HCI, HBr , HI и галогениды металлов ( MeCI , MeBr , MeI ), гидриды металлов ( MeH )

Слайд 18

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ F 2 , O 2 Сложные вещества, содержащие элементы с максимальным значением СО: KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , K 2 CrO 4 , HNO 3 и ее соли MeNO 3 , H 2 SO 4 концентрированная , PbO 2 , HCIO 4 и ее соли

Слайд 19

Среди веществ с промежуточным значение СО выступают обычно в роли окислителей: CI 2 , Br 2 , HCIO и ее соли MeCIO , KCIO 3 , MnO 2 , соли железа ( III) — FeCI 3 ; Среди веществ с промежуточным значение СО выступают обычно в роли восстановителей : H 2 , C, CO, Na 2 SO 3 , соли железа (II) — FeSO 4 .

Слайд 20

Элемент с промежуточным значение СО может быть как восстановителем, так и окислителем. Чем будет такой элемент в данной конкретной ситуации, зависит от второго вещества, с которым будет протекать реакция. Например , Na 2 SO 3 (в-ль) + KMnO 4 ( ок -ль), значит S +4 будет повышать СО и перейдет в S +6 . Другая ситуация: Na 2 SO 3 (о-ль) + H 2 S (в-ль), значит S +4 будет понижать СО и перейдет в S 0

Слайд 21

Правила составления ОВР в кислой среде В левой части уравнения обязательно присутствует формула кислоты, в правой части уравнения будет в качестве продукта реакции H 2 O . Если в левой части уравнения в кислой среде соединения марганца , то в правой части уравнения будут соли Mn +2 , связанные с кислотным остатком, который есть в исходной кислоте. Ионы других металлов также образуют соль с кислотным остатком исходной кислоты.

Слайд 22

Примеры KMnO 4 + HBr = MnBr 2 + Br 2 + …+… PH 3 + KMnO 4 +H 2 SO 4 = = MnSO 4 + H 3 PO 4 +…+…

Слайд 23

Правила составления ОВР в кислой среде Если в кислой среде в левой части уравнения KMnO 4 и неизвестное исходное вещество, а в правой части уравнения получается простое вещество неметалл, то неизвестным веществом будет соль этого неметалла с минимальным значением СО Например: KMnO 4 +… + H 2 SO 4 = = MnSO 4 +Br 2 +… +H 2 O

Слайд 24

Правила составления ОВР в кислой среде Если в левой части уравнения в качестве окислителя K 2 Cr 2 O 7 или K 2 CrO 4 и реакция идет в кислой среде, то в правой части уравнения будет соль Cr +3 и кислотного остатка, участвующей в реакции кислоты. Побочным продуктом этой реакции будет H 2 O .

Слайд 25

Примеры K 2 Cr 2 O 7 + HI = CrI 3 + I 2 +… +… K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 = = Cr 2 (SO 4 ) 3 + …+ …

Слайд 26

Правила составления ОВР в кислой среде Если ОВР идет в кислой среде, но в ней не участвуют соли, следовательно в продуктах реакции могут быть простые вещества, оксиды, новые кислоты и вода. При составлении уравнения следить за тем, чтобы в правой части не было веществ, которые вступят в реакцию между собой. Например, PH 3 в левой части уравнения (в кислой среде Р -3 переходит в Р +5 , но это не Р 2 О 5 , а Н 3 РО 4 , т.к. Р 2 О 5 +Н 2 О = Н 3 РО 4 ), а Н 3 РО 4 в правой части уравнения

Слайд 27

Примеры 1) PH 3 + HBrO 3 = … + Br 2 +… 2) H 2 S + HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Слайд 28

Правила составления ОВР в щелочной среде Если в левой части уравнения присутствует формула щелочи, то в правой части уравнения будет в качестве побочного продукта реакции H 2 O , а элементы меняющие значения СО будут содержаться в кислотных остатках продуктов реакции В щелочной среде c оединения марганца превращаются в манганаты , например K 2 MnO 4 — манганат калия В щелочной среде соединения хрома превращаются в хроматы, например Na 2 CrO 4 — хромат натрия

Слайд 29

Примеры ОВР в щелочной среде Na 2 SO 3 + … + KOH = K 2 MnO 4 + … + H 2 O MnO 2 + Cl 2 + … → K 2 MnO 4 + …+ H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 + … + NaOH = = Na 2 CrO 4 + NaBr + … +H 2 O 4) NO + KCIO +… = KNO 3 + KCI +… 5) I 2 + K 2 SO 3 + …= K 2 SO 4 + …+ H 2 O

Слайд 30

Правила составления ОВР в нейтральной среде ОВР идет в нейтральной среде, если в левой части уравнения стоит формула H 2 O При протекании ОВР в нейтральной среде в правой части уравнения есть либо формулы кислот, либо формулы оснований KMnO4 и другие соединения марганца в нейтральной среде превращается в MnO2 Соединения хрома в нейтральной среде превращаются в Cr(OH) 3 или Cr 2 O 3

Слайд 31

Примеры ОВР в нейтральной среде K 2 S + … + KBrO 4 = S + KBr +KOH KNO 3 + Mg +… = NH 3 + Mg(OH) 2 +… NO + HBrO 4 +… = HNO 3 + Br 2 KNO 2 + … + H 2 O = MnO 2 + … + KOH KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O = MnO 2 + … +… K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + … = Cr ( OH ) 3 + … + KOH

Слайд 32

ОВР с участием H 2 O 2 H 2 O 2 в зависимости от веществ, которые участвуют в реакции может быть как окислителем, так и восстановителем. Если пероксид водорода ведет себя как восстановитель ( в присутствии окислителей), то в продуктах реакции будет кислород – простое вещество. Если пероксид водорода ведет себя как окислитель, то в продуктах реакции будет вода.

Слайд 33

Примеры ОВР с участием H 2 O 2 CrCI 3 + H 2 O 2 + …= K 2 CrO 4 + … + H 2 O KMnO 4 + H 2 O 2 + … = MnSO 4 +…+O 2 + H 2 O

1


Готовимся к ЕГЭ Окислительно- восстановительные реакции Из опыта работы учителя химии «МОУ СОШ 73» г. Оренбурга Кочулевой Л. Р.

2


Окислительно- восстановительные реакции (ОВР) — – химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

3


Степень окисления Степень окисления атомов элементов простых веществ равна нулю Степень окисления атомов элементов простых веществ равна нулю Степень окисления водорода в соединениях +1, кроме гидридов Степень окисления водорода в соединениях +1, кроме гидридов Степень окисления кислорода в соединениях -2, кроме пероксидов и соединений с фтором Степень окисления кислорода в соединениях -2, кроме пероксидов и соединений с фтором Сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю Сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю Сумма всех степеней окисления атомов в ионе равна значению заряда иона Сумма всех степеней окисления атомов в ионе равна значению заряда иона Mgº, Cl 2 º, O 2 º HCl, H 2 O, NaH H 2 O, Н 2 О 2, OF H 2 SO 4 2(+1)+6+4(-2)= SO 4 6+4(-2)=-2

4


Распознавание уравнений ОВР Запишите значения степеней окисления атомов всех элементов в уравнении реакции Запишите значения степеней окисления атомов всех элементов в уравнении реакции Определите изменяется ли степень окисления атомов элементов. Определите изменяется ли степень окисления атомов элементов PbO + 2HCl PbCl 2 + H 2 O PbO + 2HCl PbCl 2 + H 2 O Степень окисления не изменяется => реакция не окислительно- восстановительная PbO 2 + 2HCl PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O PbO 2 + 2HCl PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Степень окисления изменяется => реакция окислительно-восстановительная

5


Распознавание окислителя и восстановителя SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O SO 2 4 SO 2 4 окислитель 3 окислитель H 2 S -2 H 2 S восстановитель восстановитель

6


Метод электронного баланса SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O _ _ 0 S S S +4 e S 1 S S S +4 e S 1 _ _ +4 0 взял e – восстановление +4 0 взял e – восстановление +4 +(-4)=0 +4 +(-4)= _ _ 0 S S S – 2 e S 2 S S S – 2 e S 2 _ _ -2 0 отдал e – окисление -2 0 отдал e – окисление -2 — (-2)= (-2)=0

7


Влияние среды на характер протекания реакции +7 Mn _ (MnO 4 ) + H H 2 O — OH 2+ Mn +6 Mn 2- (MnO 4 ) +4 MnO 2

8


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: FeSO 4 +KMnO 4 +… …+K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 Степень окисления Mn изменяется от +7 до +6 в щелочной среде! Степень окисления Mn изменяется от +7 до +6 в щелочной среде! FeSO 4 окисляется в щелочной среде до Fe(OH) 3 FeSO 4 окисляется в щелочной среде до Fe(OH) 3 FeSO 4 +KMnO 4 +3KOH Fe(OH) 3 +K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 FeSO 4 +KMnO 4 +3KOH Fe(OH) 3 +K 2 SO 4 +K 2 MnO 4 FeSO 4 – восстановитель, KMnO 4 – окислитель FeSO 4 – восстановитель, KMnO 4 – окислитель

9


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: Zn+KMnO 4 +… …+K 2 SO 4 +MnSO 4 +Н 2 О Степень окисления Mn изменяется от +7 до +2 в кислой среде! Степень окисления Mn изменяется от +7 до +2 в кислой среде! Электронный баланс: Электронный баланс: Mn e — Mn +2 2 Mn e — Mn +2 2 Zn 0 – 2e — Zn +2 5 Zn 0 – 2e — Zn Zn+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 5ZnSO 4 + 5Zn+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 5ZnSO 4 + +K 2 SO 4 +2MnSO 4 +8Н 2 О

10


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: K 2 SO 3 +KMnO 4 +… …+MnO 2 +… Степень окисления Mn изменяется от +7 до +4 в нейтральной среде! Степень окисления Mn изменяется от +7 до +4 в нейтральной среде! Электронный баланс: Электронный баланс: Mn e — Mn +4 2 Mn e — Mn +4 2 S +4 – 2e — S +6 3 S +4 – 2e — S K 2 SO 3 +2KMnO 4 +H 2 O 3K 2 SO 4 +2MnO 2 +2KОH

11


Влияние среды на характер протекания реакции +6 Cr 2- (Cr 2 O 7 ) 2- (CrO 4 ) + H H 2 O — OH 3+ Cr [Cr(OH) 6 ] 3- Cr(OH) 3

12


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 +… …+Cr 2 (SO 4 ) 3 +…+H 2 O Соли Cr(III) образуются в кислой среде! Соли Cr(III) образуются в кислой среде! Электронный баланс: Электронный баланс: 2Cr e — 2Cr Cr e — 2Cr +3 1 S -2 – 2e — S 0 3 S -2 – 2e — S 0 3 3H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 +4H 2 SO 4 3H 2 S+K 2 Cr 2 O 7 +4H 2 SO 4 3S +Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +7H 2 O

13


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: H 2 S+K 2 CrO 4 +… …+Cr(OH) 3 +KOH Гидроксид хрома(III) образуется в нейтральной среде. Гидроксид хрома(III) образуется в нейтральной среде. Электронный баланс: Электронный баланс: Cr +6 +3e — Cr +3 2 Cr +6 +3e — Cr +3 2 S -2 – 2e — S 0 3 S -2 – 2e — S 0 3 3H 2 S+2K 2 CrO 4 +2H 2 O 3S +2Cr(OH) 3 +4KOH

14


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: K 2 CrO 4 +H 2 O 2 +… K 3 [Cr(OH) 6 ]+O 2 +… Комплексный анион [Cr(OH) 6 ]3- образуется в щелочной среде. Комплексный анион [Cr(OH) 6 ]3- образуется в щелочной среде. Электронный баланс: Электронный баланс: Cr +6 +3e — Cr +3 2 Cr +6 +3e — Cr O -1 – 2e — O 2 3 2O -1 – 2e — O 2 3 2K 2 CrO 4 +3H 2 O 2 +2KOH+2H 2 O 2K 3 [Cr(OH) 6 ]+3O 2 2K 2 CrO 4 +3H 2 O 2 +2KOH+2H 2 O 2K 3 [Cr(OH) 6 ]+3O 2 Т.к. в правой части уравнения в составе гидроксокомплекса содержится уже 6 атомов водорода, вода переносится в левую часть уравнения.

15


Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: NaCrO 2 +…+NaOH …+NaBr +H 2 O Соединения хрома(III) при окислении в щелочной среде образуют хроматы (CrO 4 2- ). Степень окисления хрома увеличивается от +3 до +6, следовательно NaCrO 2 является восстановителем, а окислителем будет служить Br 2, степень окисления которого снижается от 0 до -1. Соединения хрома(III) при окислении в щелочной среде образуют хроматы (CrO 4 2- ). Степень окисления хрома увеличивается от +3 до +6, следовательно NaCrO 2 является восстановителем, а окислителем будет служить Br 2, степень окисления которого снижается от 0 до -1. Электронный баланс: Электронный баланс: Cr +3 -3e — Cr +6 2 Cr +3 -3e — Cr +6 2 Br 2 +2e — 2Br — 3 Br 2 +2e — 2Br — 3 2NaCrO 2 +3Br 2 +8NaOH 2 Na 2 CrO 4 +6NaBr +4H 2 O 2NaCrO 2 +3Br 2 +8NaOH 2 Na 2 CrO 4 +6NaBr +4H 2 O

16


ОВР азотной кислоты

17


ОВР азотной кислоты ОВР азотной кислоты Ca + 10HNO 3 (конц.) 4Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O 0 _ +2 0 _ +2 Ca – 2 e Ca 4 +5 _ _ +1 2N + 8 e 2N 1 Ca – восстановитель HNO 3 – окислитель Cu + 4HNO 3 (конц.) Cu(NO 3 ) 2 +2NO 2 + 2H 2 O

18


ОВР азотной кислоты S 0 + 6HNO 3 (конц) = H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O S 0 + 6HNO 3 (конц) = H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O B 0 + 3HNO 3 (конц)= H 3 B +3 O 3 + 3NO 2 B 0 + 3HNO 3 (конц)= H 3 B +3 O 3 + 3NO 2 3P 0 + 5HNO 3 + 2H 2 O = 5NO + 3H 3 P +5 O 4 3P 0 + 5HNO 3 + 2H 2 O = 5NO + 3H 3 P +5 O 4 P 0 + 5HNO 3 (конц) = 5NO 2 + H 3 P +5 O 4 +H 2 O P 0 + 5HNO 3 (конц) = 5NO 2 + H 3 P +5 O 4 +H 2 O

19


ОВР азотной кислоты ОВР азотной кислоты FeS HNO 3 (конц.) Fe(NO 3 ) 3 +2H 2 SO 4 +15NO 2 +7H 2 O +2 _ _ +3 Fe – 1 e Fe _ – 15 e 1 – 15 e 1 -1 _ _ +6 2S – 14 e 2S +5 _ _ +4 N + e N 15 N + e N 15 FeS 2 – восстановитель HNO 3 – окислитель

20


ОВР с участием органических соединений Окисление алкенов в нейтральной среде: C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH Окисление алкенов в кислой среде: CH 3 CH=CH 2 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 CH 3 COOH +CO 2 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +4H 2 O CH 3 CH=CH 2 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 CH 3 COOH +CO 2 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +4H 2 O Окисление алкенов в щелочной среде: CH 3 CH=CH KMnO KOH CH 3 COOK + K 2 CO 3 + 8H 2 O + 10K 2 MnO 4

21


Окисление алкинов в нейтральной среде: в нейтральной среде: 3CH CH +8KMnO 4 3KOOC – COOK +8MnO 2 +2КОН +2Н 2 О 2C -1 – 8e — 2C C -1 – 8e — 2C +3 3 Mn +7 +3e — Mn +4 8 Mn +7 +3e — Mn +4 8 в кислой среде: в кислой среде: 5CH CH +8KMnO 4 +12H 2 SO 4 5HOOC– COOH +8MnSO 4 +4К 2 SO 4 +12Н 2 О CH CH + 2KMnO 4 +3H 2 SO 4 =2CO 2 + 2MnSO 4 + 4H 2 O + K 2 SO 4

22


Окисление гомологов бензола H O H O H C H C | | O – H | | O – H KMnO 4 + 9H 2 SO MnSO 4 + 3K 2 SO 4 +4H 2 O восстано- окисли- среда восстано- окисли- среда витель тель витель тель -3 _ _ +3 С – 6 e C 5 +7 _ _ +2 Mn + 5 e Mn 6

23


Окисление гомологов бензола Обратите внимание, что только α-углеродные атомы (непосредственно связанные с бензольным кольцом) окисляются до карбоксильных групп, остальные атомы углерода – до углекислого газа. Обратите внимание, что только α-углеродные атомы (непосредственно связанные с бензольным кольцом) окисляются до карбоксильных групп, остальные атомы углерода – до углекислого газа. 5C 6 H 5 -CH 2 CH KMnO 4 +18H 2 SO 4 5C 6 H 5 -CH 2 CH KMnO 4 +18H 2 SO 4 5С 6 Н 5 СООН+CO 2 +12MnSO 4 +6K 2 SO 4 +28H 2 O 5С 6 Н 5 СООН+CO 2 +12MnSO 4 +6K 2 SO 4 +28H 2 O C -2 -5e — C +3 5 C -2 -5e — C +3 5 C -3 -7e — C +4 C -3 -7e — C +4 Mn +7 +5e — Mn Mn +7 +5e — Mn +2 12

24


Окисление стирола В нейтральной среде: 3C 6 H 5 -CH =CH 2 +2 KMnO 4 + H 2 O 3C 6 H 5 -CH =CH 2 +2 KMnO 4 + H 2 O 3C 6 H 5 -CH(OH) -CH 2 (OH)+2MnO 2 +2KOH В кислой среде: C 6 H 5 -CH=CH 2 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 C 6 H 5 -CH=CH 2 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 С 6 Н 5 СООН+CO 2 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

25


Окисление спиртов 3C 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3CH 3 CHO + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O 3СН 2 (ОН) – СН 2 (ОН) + 8КMnO 4 3СН 2 (ОН) – СН 2 (ОН) + 8КMnO 4 3KOOC – COOK +8MnO 2 +2КОН +8Н 2 О 5СН 2 (ОН) – СН 2 (ОН) + 8КMnO H 2 SO 4 5СН 2 (ОН) – СН 2 (ОН) + 8КMnO H 2 SO 4 5HOOC – COOH +8MnSO 4 +4К 2 SO 4 +22Н 2 О 5HOOC – COOH +8MnSO 4 +4К 2 SO 4 +22Н 2 О

26


Окисление альдегидов 3CH 3 CH=O + 2KMnO 4 = CH 3 COOH + 3CH 3 CH=O + 2KMnO 4 = CH 3 COOH + + 2CH 3 COOK + 2MnO 2 + H 2 O 3CH 3 CH=O + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = = 3CH 3 COOH + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O 3СН 2 О + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = = 3CO 2 +2K 2 SO 4 + 2Cr 2 (SO 4 ) H 2 O

27


Окисление карбоновых кислот НСООН + HgCl 2 =CO 2 + Hg + 2HCl НСООН + HgCl 2 =CO 2 + Hg + 2HCl HCOOH+ Cl 2 = CO 2 +2HCl HCOOH+ Cl 2 = CO 2 +2HCl HOOC-COOH+ Cl 2 =2CO 2 +2HCl HOOC-COOH+ Cl 2 =2CO 2 +2HCl

28


Список источников и литературы Список источников и литературы 1. Ахлебинин А.К., Нифантьев Э.Е., Анфилов К.Л. Органическая химия. Решение качественных задач. – М.: Айрис-пресс, Ахлебинин А.К., Нифантьев Э.Е., Анфилов К.Л. Органическая химия. Решение качественных задач. – М.: Айрис-пресс, Габриелян О.С. Химия: пособие для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, Габриелян О.С. Химия: пособие для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, Слета Л.А. Химия: Справочник. – Харьков: Фолио; М.: ООО «Издательство АСТ», Слета Л.А. Химия: Справочник. – Харьков: Фолио; М.: ООО «Издательство АСТ», Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Переходные металлы. – Краснодар: «Советская Кубань», Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Переходные металлы. – Краснодар: «Советская Кубань», (сообщества «Химоза» и «Подготовка к ЕГЭ по химии») 5. (сообщества «Химоза» и «Подготовка к ЕГЭ по химии»)

1. Готовимся к ЕГЭ

Окислительновосстановительные
реакции
Из опыта работы учителя химии «МОУ СОШ № 73»
г. Оренбурга Кочулевой Л. Р.

2. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) —

Окислительновосстановительные реакции
(ОВР) – химические реакции, в
которых происходит
изменение степеней
окисления атомов,
входящих в состав
реагирующих веществ.

3. Степень окисления

Степень окисления атомов элементов
простых веществ равна нулю
Степень окисления водорода в
соединениях +1, кроме гидридов
Степень окисления кислорода в
соединениях -2, кроме пероксидов и
соединений с фтором
Сумма всех степеней окисления атомов
в соединении равна нулю
Сумма всех степеней окисления атомов
в ионе равна значению заряда иона
Mgº, Cl2º, O2º
+1
+1
-1
HCl, H2O, NaH
-2
-1
+2
H2O, Н2О2, OF2
+1 +6 -2
H2SO4
2(+1)+6+4(-2)=0
+6 -2
SO4
6+4(-2)=-2

4. Распознавание уравнений ОВР

Запишите значения степеней окисления атомов
всех элементов в уравнении реакции
Определите изменяется ли степень окисления
атомов элементов.
+2 -2
+1 -1
+2 -1
+1 -2
PbO + 2HCl → PbCl2 + H2O
Степень окисления не изменяется => реакция не окислительновосстановительная
+4 -2
+1 -1
+2 -1
0
+1
-2
PbO2 + 2HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O
Степень окисления изменяется => реакция окислительно-восстановительная

5. Распознавание окислителя и восстановителя

+4 -2
+1 -2
0
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
+4
SO2
окислитель
4
3
2
1
0
-1
-2
H2S
восстановитель

6. Метод электронного баланса

+4 -2
+1
0
-2
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
+4
0
S →S
_
+4
0
S +4 e → S
1
_
+4 → 0
взял e – восстановление
+4 +(-4)=0
-2
0
S →S
-2 → 0
-2 — (-2)=0
_
-2
0
S–2e→S
_
отдал e – окисление
2

7. Влияние среды на характер протекания реакции

+
H
2+
Mn
+7
Mn
H2O
MnO2↓
_
(MnO4)
+4
—
OH
+6
Mn
2-
(MnO4)

8. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: FeSO4+KMnO4+…→…+K2SO4+K2MnO4

Степень окисления Mn изменяется
от +7 до +6 в щелочной среде!
FeSO4 окисляется в щелочной среде
до Fe(OH)3
FeSO4+KMnO4+3KOH→ Fe(OH)3
+K2SO4+K2MnO4
FeSO4 – восстановитель, KMnO4 –
окислитель

9. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: Zn+KMnO4+…→…+K2SO4+MnSO4 +Н2О

Степень окисления Mn изменяется от
+7 до +2 в кислой среде!
Электронный баланс:
Mn+7 + 5e- → Mn+2 2
Zn0 – 2e- → Zn+2
5
5Zn+2KMnO4+8H2SO4→5ZnSO4 +
+K2SO4+2MnSO4 +8Н2О

10. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: K2SO3+KMnO4+…→…+MnO2 +…

Степень окисления Mn изменяется
от +7 до +4 в нейтральной среде!
Электронный баланс:
Mn+7 + 3e- → Mn+4 2
S+4 – 2e- → S+6
3
3K2SO3+2KMnO4+H2O→3K2SO4+2MnO2
+2KОH

11. Влияние среды на характер протекания реакции

+
H
Cr
+6
Cr
3+
H2O
Cr(OH)3↓
2-
(Cr2O7 )
2-
(CrO4)
—
OH
[Cr(OH)6]3-

12. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: H2S+K2Cr2O7+…→…+Cr2(SO4)3+…+H2O

Соли Cr(III) образуются в кислой
среде!
Электронный баланс:
2Cr+6 + 6e- →2Cr+3 1
S-2 – 2e- → S0
3
3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4 →
3S ↓ +Cr2(SO4)3+K2SO4+7H2O

13. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: H2S+K2CrO4+…→…+Cr(OH)3 ↓ +KOH

Гидроксид хрома(III) образуется в
нейтральной среде.
Электронный баланс:
Cr+6 +3e- →Cr+3
2
S-2 – 2e- → S0
3
3H2S+2K2CrO4+2H2O →3S↓ +2Cr(OH)3 ↓
+4KOH

14. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: K2CrO4+H2O2+…→K3[Cr(OH)6]+O2↑+…

Комплексный анион [Cr(OH)6]3образуется в щелочной среде.
Электронный баланс:
Cr+6 +3e- →Cr+3
2
2O-1 – 2e- → O2
3
2K2CrO4+3H2O2+2KOH+2H2O
→2K3[Cr(OH)6]+3O2↑
Т.к. в правой части уравнения в составе гидроксокомплекса содержится уже
6 атомов водорода, вода переносится в левую часть уравнения.

15. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение pеакции: NaCrO2+…+NaOH→…+NaBr +H2O

Соединения хрома(III) при окислении в щелочной среде
образуют хроматы (CrO42-). Степень окисления хрома
увеличивается от +3 до +6, следовательно NaCrO2
является восстановителем, а окислителем будет служить
Br2, степень окисления которого снижается от 0 до -1.
Электронный баланс:
Cr+3-3e-→ Cr+6 2
Br2+2e-→2Br- 3
2NaCrO2+3Br2+8NaOH→2 Na2 CrO4+6NaBr +4H2O

16. ОВР азотной кислоты

17. ОВР азотной кислоты

0
+5
+2
+1
4Ca + 10HNO3(конц.) → 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
0
_
+2
Ca – 2 e → Ca
+5
_
+1
2N + 8 e → 2N
4
1
Ca – восстановитель
HNO3 – окислитель
0
+5
+2
+4
Cu + 4HNO3(конц.)→Cu(NO3)2 +2NO2 + 2H2O

18. ОВР азотной кислоты

S0 + 6HNO3(конц) = H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 (конц)= H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O = 5NO + 3H3P+5O4
P0 + 5HNO3 (конц) = 5NO2 + H3P+5O4+H2O

19. ОВР азотной кислоты

+2 -1
+5
+3
+6
+4
FeS2 + 18HNO3(конц.)→Fe(NO3)3+2H2SO4+15NO2+7H2O
+2
_
+3
Fe – 1 e → Fe
-1
_
+6
_
– 15 e
1
2S – 14 e → 2S
+5
_
+4
N+ e→N
FeS2 – восстановитель
HNO3 – окислитель
15

20. ОВР с участием органических соединений

Окисление алкенов в нейтральной среде:
C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O→ CH2OH–CH2OH +
2MnO2 + 2KOH
Окисление алкенов в кислой среде:
CH3CH=CH2 +2KMnO4 +3H2SO4
→CH3COOH +CO2 +2MnSO4 +K2SO4 +4H2O
Окисление алкенов в щелочной среде:
CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 13KOH→ CH3COOK +
K2CO3 + 8H2O + 10K2MnO4

21. Окисление алкинов

в нейтральной среде:
3CH≡CH +8KMnO4→3KOOC – COOK +8MnO2
+2КОН +2Н2О
2C-1 – 8e- → 2C+3
3
Mn+7 +3e- →Mn+4
8
в кислой среде:
5CH≡CH +8KMnO4 +12H2SO4 →5HOOC– COOH
+8MnSO4 +4К2SO4 +12Н2О
CH≡CH + 2KMnO4 +3H2SO4 =2CO2 + 2MnSO4
+ 4H O + K SO

22. Окисление гомологов бензола

H
↓-3
H→C ←H
|
O
+3
C
|
+7
5
+2
+ 6KMnO4 + 9H2SO4 → 5
восстано- окисливитель
тель
-3
_
+3
С–6e→C
+7
_
O–H
среда
5
+2
Mn + 5 e → Mn
6
+ 6MnSO4 + 3K2SO4 +4H2O

23. Окисление гомологов бензола

Обратите внимание, что только α-углеродные
атомы (непосредственно связанные с бензольным
кольцом) окисляются до карбоксильных групп,
остальные атомы углерода – до углекислого газа.
5C6H5-CH2CH3 + 12KMnO4+18H2SO4→
→5С6Н5СООН+CO2+12MnSO4 +6K2SO4 +28H2O
C-2 -5e- →C+3
5
C-3 -7e- →C+4
Mn+7 +5e-→Mn+2 12

24. Окисление стирола

В нейтральной среде:
3C6H5-CH =CH2+2 KMnO4+ H2O→
3C6H5-CH(OH) -CH2(OH)+2MnO2+2KOH
В кислой среде:
C6H5-CH=CH2 +2KMnO4+3H2SO4→
С6Н5СООН+CO2+2MnSO4 +K2SO4 +H2O

25. Окисление спиртов

3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3CH3CHO +
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
3СН2(ОН) – СН2(ОН) + 8КMnO4→
3KOOC – COOK +8MnO2 +2КОН +8Н2О
5СН2(ОН) – СН2(ОН) + 8КMnO4-+12H2SO4→
→5HOOC – COOH +8MnSO4 +4К2SO4 +22Н2О

26. Окисление альдегидов

3CH3CH=O + 2KMnO4 = CH3COOH +
+ 2CH3COOK + 2MnO2 + H2O
3CH3CH=O + K2Cr2O7 + 4H2SO4 =
= 3CH3COOH + Cr2(SO4)3 + 7H2O
3СН2О + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 =
= 3CO2 +2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O

27. Окисление карбоновых кислот

НСООН + HgCl2 =CO2 + Hg + 2HCl
HCOOH+ Cl2 = CO2 +2HCl
HOOC-COOH+ Cl2 =2CO2 +2HCl

28. Список источников и литературы  

Список источников и
литературы
1. Ахлебинин А.К., Нифантьев Э.Е., Анфилов К.Л.
Органическая химия. Решение качественных задач. – М.:
Айрис-пресс, 2006
2. Габриелян О.С. Химия: пособие для школьников старших
классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, 2006
3. Слета Л.А. Химия: Справочник. – Харьков: Фолио; М.:
ООО «Издательство АСТ», 2000
4. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Переходные
металлы. – Краснодар: «Советская Кубань», 2006
4.http://www1.ege.edu.ru/
5. http://www.it-n.ru (сообщества «Химоза» и «Подготовка
к ЕГЭ по химии»)

Слайды и текст этой презентации

МБОУ «Сергачская СОШ № 5»

Учитель химии Сычёва И.А.

Окислительно- восстановительные реакции

ФИПИ 2016

K 2 S + … + KBrO 4 = S + KBr + …

KNO 3 + … + Mg = Mg(OH) 2 + NH 3 + …

NO + … + HBrO 4 = HNO 3 + Br 2

KMnO 4 + HBr = Br 2 + MnBr 2 + … + …

KMnO 4 + Р H 3 + … = H 3 PO 4 + MnSO 4 + … + …

PH 3 + HBrO 3 = Br 2 + … + …

K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 3 + … = Cr 2 (SO 4 ) 3 + … + …

K 2 Cr 2 O 7 + HI= I 2 + CrI 3 + … + …

HBr + HBrO 4 = Br 2 + …

NH 3 + KBr O 4 = KBr + N 2 + …