Л6_ишцпм

1. Лекция 6. Red-Ox процессы

шцпм.интернат
Лекция 6.
Red-Ox процессы

2.

Степень окисления. Способ протекания
реакции
Любая реакция это:
- перенос отдельного
электрона(-ов) - ОВР
- перенос иона(-ов)
- перенос радикала
- координация НЭП* или
лигандных центров с
повышенной ЭП
Виды разрыва химической связи:
- гомолитический
- гетероциклический
2

3.

Окислитель vs восстановитель
3

4.

Окисление vs восстановление
4

5.

Ионная форма уравнения реакции
5

6.

«Сила» окислителя
От чего зависит сила окислителя?
1.Электроотрицательность, степень
окисления, экранирование.
2.Кислотность среды.
3.Концентрация окислителя.
4.Температура.
6

7.

Влияние среды на некоторые окислители
Рассмотрим манганат-ион MnO4- и дихромат-ион Cr2O72-
7

8.

ОВР процесс – методы уравнять реакцию
электронный
баланс:
- есть только окислитель
и восстановитель
- происходит перенос
отдельных электронов
электронно-ионный
баланс:
- есть окислитель,
восстановитель и среда
реакции
- рассматриваем поток
электронов как процесс
полуреакции
8

9.

Метод электронного баланса
KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
9

10.

Задача №1
Уравнять реакцию, используя представления о методе
электронного баланса:
K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
10

11.

Метод электронно-ионного баланса
H2O2 + KI → I2 + H2O + KOH
11

12.

Задача №2
Уравнять реакцию, используя представления о методе
электронно-ионного баланса:
KI + KClO3 ​→ KCl + I2 + KOH
12

13.

Задача №3
[Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + H2S2O7 → K2Cr2O7 + MnSO4 + C13H10 +
N2O5 + K2S4O6 + H2O
13

14.

Задача №4
FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O
14

15.

Задача №5
NO + K2Cr2O7 + H2SO4 → HNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
15

16.

Предсказательная способность химии
элементов и понятия об ОВР
Необходимо закончить и уравнять реакции
1) SO2 + KMnO4 + H2O →
2) NH3 + O2 →
3) S + H2SO4 →
4) C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 →
5) P + HNO3 →
6) CuSO4 + KI →
16