Окислительно- восстановительные реакции Окислительно- восстановительные реакции. - презентация

1

2 Окислительно- восстановительные реакции Окислительно- восстановительные реакции

3 План лекции 1. Основные положения электронной теории ОВР 2. Типы ОВР 3. Важнейшие окислители и восстановители 4. Составление уравнений ОВР. а) электронный баланс а) электронный баланс б) ионно-электронный метод б) ионно-электронный метод 5. ОВР в заданиях билетов ЕГЭ 6. Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР в неорганической и органической химии

4 Окислительно-восстановительные реакции (ОВР ) Многие природные (круговорот элементов) и производственные процессы (получение металлов, синтез различных веществ), коррозия металлов, превращение веществ, в целом сама биологическая жизнь являются окислительно-восстановительны- ми процессами. Многие природные (круговорот элементов) и производственные процессы (получение металлов, синтез различных веществ), коррозия металлов, превращение веществ, в целом сама биологическая жизнь являются окислительно-восстановительны- ми процессами. ОВР – реакции переноса электронов от восстановителей к окислителям. ОВР – реакции переноса электронов от восстановителей к окислителям.

5 Реакции ионного обмена протекают без изменения степени окисления элементов в случае образования малодиссоциирующего вещества, газа, осадка, например: Реакции ионного обмена протекают без изменения степени окисления элементов в случае образования малодиссоциирующего вещества, газа, осадка, например: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O HCl + NaOH = NaCl + H 2 O FeSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + FeCl 2 FeSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + FeCl 2 Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2 Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2 Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления элементов, например: Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления элементов, например: Основные положения теории ОВР Основные положения теории ОВР Окисление – это отдача электронов частицей (атомом, ионом, молекулой), сопровождающаяся повышением ее степени окисления, например: Окисление – это отдача электронов частицей (атомом, ионом, молекулой), сопровождающаяся повышением ее степени окисления, например: Сами вещества называются восстановителями. Сами вещества называются восстановителями. Восстановление – это присоединение частицей (атомом, ионом, молекулой) электронов, приводящее к понижению ее степени окисления, например: Восстановление – это присоединение частицей (атомом, ионом, молекулой) электронов, приводящее к понижению ее степени окисления, например: Сами вещества, содержащие такие структурные единицы, называются окислителями. Сами вещества, содержащие такие структурные единицы, называются окислителями. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

6 Типы ОВР Если элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе разных молекул, то такие окислительно- восстановительные реакции называются межмолекулярными ОВР, например: Если элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе разных молекул, то такие окислительно- восстановительные реакции называются межмолекулярными ОВР, например: В случае внутримолекулярной окислительно- восстановительной реакции, элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе одного и того же вещества, например: В случае внутримолекулярной окислительно- восстановительной реакции, элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе одного и того же вещества, например: Реакции, в которых степень окисления изменяет один и тот же элемент в одном и том же веществе, относятся к реакциям самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования), Реакции, в которых степень окисления изменяет один и тот же элемент в одном и том же веществе, относятся к реакциям самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования), а если в разных веществах, то к реакциям конпропорционирова- ния например: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O а если в разных веществах, то к реакциям конпропорционирова- ния например: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

7 Важнейшие окислители и восстановители Атом элемента в своей положительной высшей степени окисления проявляет только окислительные свойства (только восстанавливается), Атом элемента в своей положительной высшей степени окисления проявляет только окислительные свойства (только восстанавливается), Атом в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и проявляет только восстановительные свойства (только окисляется). Атом в своей низшей степени окисления не может принимать электроны и проявляет только восстановительные свойства (только окисляется). Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Рассмотрим на примере азота : Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Рассмотрим на примере азота : 2s 2 2p 6 2s 2 2p 1 2s 2 2p o 2s 1 2p o 2s o 2p o 2s 2 2p 6 2s 2 2p 1 2s 2 2p o 2s 1 2p o 2s o 2p o NH 3 NO HNO 2 NO 2 HNO 3 NH 3 NO HNO 2 NO 2 HNO 3 только окислитель – восстановитель только только окислитель – восстановитель только восстановитель окислитель восстановитель окислитель

8 Важнейшие окислители. Важнейшие окислители. 1. Все неметаллы по отношению к простым веществам (к металлам, к неметаллам с меньшей электроотрицательностью) являются окислителями. Из них наиболее сильными окислителями являются галогены, кислород, озон (они могут окислять и сложные вещества): 1. Все неметаллы по отношению к простым веществам (к металлам, к неметаллам с меньшей электроотрицательностью) являются окислителями. Из них наиболее сильными окислителями являются галогены, кислород, озон (они могут окислять и сложные вещества): 2. Кислоты-окислители за счет аниона(концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации): 2. Кислоты-окислители за счет аниона(концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации):

9 3. Кислородсодержащие соли элементов в высокой степени окисления, например: 3. Кислородсодержащие соли элементов в высокой степени окисления, например:

10 4. Катион водорода при взаимодействии с активными металлами (стоящими в ряду напряжений от магния до водорода), например: 4. Катион водорода при взаимодействии с активными металлами (стоящими в ряду напряжений от магния до водорода), например: или в общем виде: или в общем виде: 5. Катионы металлов в более высокой степени окисления, например: 5. Катионы металлов в более высокой степени окисления, например:

11 Из окислителей практическую значимость имеют перманганат калия и дихромат калия. На их использовании основаны такие методы количественного анализа, как перманганатометрия, хроматометрия и йодометрия. Из окислителей практическую значимость имеют перманганат калия и дихромат калия. На их использовании основаны такие методы количественного анализа, как перманганатометрия, хроматометрия и йодометрия. Из восстановителей широко применяются иодид калия, сульфиды. Они используются в аналитической химии. Из восстановителей широко применяются иодид калия, сульфиды. Они используются в аналитической химии.

12 Важнейшие восстановители. 1. Простые вещества – металлы обладают только восстановительными свойствами: 1. Простые вещества – металлы обладают только восстановительными свойствами: Me o (Na, K, Mg, Al, Zn, Fe) – ne Me n+ (Na +, K +, Mg +2, Al +3, Zn +2, Fe +2, Fe +3 ) Восстановительная активность металлов обычно оценивается электродным потенциалом, по значениям которых они располагаются в ряд, называемый рядом напряжений металлов. Металлы с меньшим потенциалом являются более активными, а с большим потенциалом менее активными (металлы, расположенные после водорода). Восстановительная активность металлов обычно оценивается электродным потенциалом, по значениям которых они располагаются в ряд, называемый рядом напряжений металлов. Металлы с меньшим потенциалом являются более активными, а с большим потенциалом менее активными (металлы, расположенные после водорода).

13 2. Простые вещества элементов IV- VII групп (неметаллы) в большей степени проявляют окислительные свойства. За исключением фтора, они могут проявлять и восстановительные свойства (при взаимодействии с более сильными окислителями). 2. Простые вещества элементов IV- VII групп (неметаллы) в большей степени проявляют окислительные свойства. За исключением фтора, они могут проявлять и восстановительные свойства (при взаимодействии с более сильными окислителями). Из них наиболее часто в качестве восстановителей выступают водород, углерод, фосфор, сера: Из них наиболее часто в качестве восстановителей выступают водород, углерод, фосфор, сера: 3. Соединения неметаллов в низшей (отрицательной) степени окисления, например: 3. Соединения неметаллов в низшей (отрицательной) степени окисления, например:

14 4. Гидриды металлов I А и II А групп: 4. Гидриды металлов I А и II А групп: 5. Катионы металлов в низшей положительной степени окисления: 5. Катионы металлов в низшей положительной степени окисления: Me n+ (Sn +2, Fe +2, Cu +, Mn +2, Cr +2 ) – ne Me o (Sn +4, Fe +3, Cu +2, Mn +4, Cr +3 ) 6. Некоторые классы органических соединений, например: 6. Некоторые классы органических соединений, например:

15 Окислительно-восстановительная двойственность Вещества, в которых атомы элементов находятся в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий реакций, проявляют окислительные или восстановительные свойства, например: Вещества, в которых атомы элементов находятся в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий реакций, проявляют окислительные или восстановительные свойства, например: Восстановление Окисление Восстановление Окисление

16 Степень окисления Под степенью окисления понимают условный заряд на атоме в молекуле, вычисленный исходя из предложения, что молекула состоит из ионов. Под степенью окисления понимают условный заряд на атоме в молекуле, вычисленный исходя из предложения, что молекула состоит из ионов. Число оттянутых от атома связующих электронных пар соответствует значению положительной степени окисления элемента, а значение отрицательной степени окисления числу притянутых электронных пар. Число оттянутых от атома связующих электронных пар соответствует значению положительной степени окисления элемента, а значение отрицательной степени окисления числу притянутых электронных пар. Например, в молекуле HF электроотрицательный атом фтора (х 4) притягивает к себе электронную пару, т.е. фтор заряжается отрицательно. Для завершения (заполнения) валентного электронного слоя ему не хватает одного электрона, поэтому у него степень окисления принимается равной « 1». Например, в молекуле HF электроотрицательный атом фтора (х 4) притягивает к себе электронную пару, т.е. фтор заряжается отрицательно. Для завершения (заполнения) валентного электронного слоя ему не хватает одного электрона, поэтому у него степень окисления принимается равной « 1». Атом водорода (х 2) отдает электрон. У него степень окисления равна «+1». Атом водорода (х 2) отдает электрон. У него степень окисления равна «+1».

17 При определении степени окисления элементов пользуются следующими правилами : При определении степени окисления элементов пользуются следующими правилами : 1. сумма степеней окисления элементов, составляющих молекулу равна нулю, т.е. молекула в целом электронейтральна, например: (H 3 PO 4 ) 0. Степень окисления элемента в его простом веществе равна нулю, например: S 0, O 2 0, F 2 0, Na 0, Fe в соединениях фтор всегда проявляет степень окисления « 1»; 3. степень окисления кислорода в соединениях обычно равна « 2» (кроме О +2 F 2, H 2 O 2 1 и др.); 4. степень окисления водорода в гидридах (CaH 2 1, LiH 1 и др.) « 1», в остальных случаях «+1»; 5. степени окисления элементов I - III групп положительны и соответствуют номеру группы, например: K +, Ca +2, Al 3+ (у меди, серебра, золота, ртути – за счет «провала» электрона в d-слой проявляются и другие степени окисления); Максимальная положительная степень окисления элемента совпадает с номером группы в периодической таблице. 6. максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной степени окисления минус восемь, например, для фосфора: +5 – 8 = 3.

18 Используя вышеуказанные правила, степень окисления элементов определяют следующим образом: Используя вышеуказанные правила, степень окисления элементов определяют следующим образом: +1 + х + 4( 2) = 0; отсюда х = х + 4( 2) = 0; отсюда х = +7 или молекула условно делится на два полюса. Тогда: или молекула условно делится на два полюса. Тогда: +1 + х = 4( 2); отсюда х = х = 4( 2); отсюда х = +7 2(+1) + 2х + 7( 2) = 0; отсюда х = +6 2(+1) + 2х + 7( 2) = 0; отсюда х = +6 2х + 3 (2 ) = 0; отсюда х = +3 2х + 3 (2 ) = 0; отсюда х = +3 Обычно степень окисления указывают сверху символа элемента со знаком «+» или « », например: S 2, O 2 0, O 2 1, SO 3 2 и т.д. При указании заряда иона принято знак (+ или ) ставить после цифры, например: O 2 2, SO 3 2, PO 4 3. Обычно степень окисления указывают сверху символа элемента со знаком «+» или « », например: S 2, O 2 0, O 2 1, SO 3 2 и т.д. При указании заряда иона принято знак (+ или ) ставить после цифры, например: O 2 2, SO 3 2, PO 4 3.

19 Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций Применяются два метода составления уравнений ОВР: Применяются два метода составления уравнений ОВР: 1. метод электронного баланса 2. метод полуреакций (ионно-электронный метод) А.М.Васильева Метод электронного баланса основан на равенстве числа отданных восстановителем и принятых окислителем электронов. Сравниваем степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Так, в реакции Метод электронного баланса основан на равенстве числа отданных восстановителем и принятых окислителем электронов. Сравниваем степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Так, в реакции степень окисления изменяют только марганец и железо: степень окисления изменяют только марганец и железо: Mn e = Mn +2 Mn e = Mn +2 Fe +2 – e = Fe +3 Fe +2 – e = Fe +3

20 Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, необходимо найти кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления: Марганец, принимая электрон, восстанавливается, поэтому соединение марганца (+7) KMnO 4 – окислитель. Железо отдает электрон, окисляется, поэтому соединение железа (+2) FeSO 4 – восстановитель. Основные коэффициенты уравнения – коэффициенты при окислителе и восстановителе – это 1 и 5. Однако, в результате реакции образуется Fe 2 ( SO 4 ) 3, молекула которого содержит два атома железа (+3), поэтому основные коэффициенты следует удвоить: 2 10

21 Найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции: Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода. Далее подбирают коэффициенты для других веществ, не участвующих в перераспределении электронов, соблюдая следующую последовательность: сначала для атомов металлов, затем для кислотных остатков и гидроксильных групп, в предпоследнюю очередь для атомов водорода и затем для атомов кислорода. В рассматриваемом примере число атомов калия равно. В правой части уравнения 18 SO ионов, а в левой части – только 11. Для баланса сульфат - ионов, перед H 2 SO 4, идущей на солеобразование (связывание катионов металлов), записывают 8: Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды:

22 Ионно-электронный метод Особенности метода полуреакций заключаются в следующем: 1. Метод учитывает реальное существование ионов в водных растворах, следовательно, необходимо оценить заряд иона в целом, не определяя заряд на атоме ( степень окисления ). Так, в растворе KMnO 4 содержатся ионы перманганата MnO 4 -, а не ионы Mn Метод указывает на характер водной среды (кислая, нейтральная, щелочная), в которой следует провести процессы окисления и восстановления и, в целом, данную окислительно – восстановительную реакцию. Например, перманганат- ион MnO 4 - в ходе восстановления превратился в элементарный ион Mn 2+ : MnO 4 - Mn 2+. MnO 4 - Mn 2+.

23 Атомы кислорода должны быть перераспределены в системе так, чтобы образовалась вода (наименее диссоциированное соединение), для этого следует в реакционную смесь ввести достаточное количество ионов водорода : Атомы кислорода должны быть перераспределены в системе так, чтобы образовалась вода (наименее диссоциированное соединение), для этого следует в реакционную смесь ввести достаточное количество ионов водорода : MnO Н + Mn Н 2 О MnO Н + Mn Н 2 О Чтобы можно было поставить знак равенства, уравниваем заряды : Чтобы можно было поставить знак равенства, уравниваем заряды : MnO Н + + 5е - = Mn Н 2 О MnO Н + + 5е - = Mn Н 2 О Получили частное уравнение стадии восстановления, протекающей в сильнокислой среде. Получили частное уравнение стадии восстановления, протекающей в сильнокислой среде.

24 Ионно-электронный метод основан на составлении частных уравнений окисления и восстановления ионов (молекул) с последующим суммированием их в общее уравнение. Например, для реакции Ионно-электронный метод основан на составлении частных уравнений окисления и восстановления ионов (молекул) с последующим суммированием их в общее уравнение. Например, для реакции ионная схема выглядит в виде: ионная схема выглядит в виде: Частное уравнение окисления ионов восстановителя: Частное уравнение окисления ионов восстановителя: Частное уравнение восстановления ионов окислителя: Частное уравнение восстановления ионов окислителя: При выводе общего уравнения проводят баланс электронов: При выводе общего уравнения проводят баланс электронов:

25 Далее устанавливают баланс атомов и зарядов в общем уравнении: Далее устанавливают баланс атомов и зарядов в общем уравнении: Если в качестве среды взята серная кислота, то уравнение реакции можно записать в виде: Если в качестве среды взята серная кислота, то уравнение реакции можно записать в виде: Для создания в растворе кислой среды используют разбавленную серную кислоту. Азотная и соляная кислоты используются для подкисления редко. Это объясняется окислительными свойствами азотной кислоты и восстановительными свойствами соляной кислоты. Щелочную среду создают растворами щелочей. Для создания в растворе кислой среды используют разбавленную серную кислоту. Азотная и соляная кислоты используются для подкисления редко. Это объясняется окислительными свойствами азотной кислоты и восстановительными свойствами соляной кислоты. Щелочную среду создают растворами щелочей.

26 4. с остальными металлами и некоторыми неметаллами (S, P, C) восстанавливается до NO 2 Разбавленная азотная кислота восстанавливается до NO (образуется смесь восстанавливается до NO (образуется смесь оксидов азота, в которой преобладает оксид азота (II) )

27 Cильно разбавленная азотная кислота Активные металлы (Mg, Al, Zn) сильно разбавленную азотную кислоту восстанавливают до аммиака (образуется нитрат аммония): Активные металлы (Mg, Al, Zn) сильно разбавленную азотную кислоту восстанавливают до аммиака (образуется нитрат аммония): Fe окисляется до Fe (II) или Fe (III), HNO 3 восстанавли- вается до аммиака или азота: Fe окисляется до Fe (II) или Fe (III), HNO 3 восстанавли- вается до аммиака или азота: Для растворения золота, платины, палладия, осмия, иридия, рутения, иридия и родия применяется «царская водка»: Для растворения золота, платины, палладия, осмия, иридия, рутения, иридия и родия применяется «царская водка»:

28 Разбавленная серная кислота Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства по отношению к активным металлам (стоящим в ряду напряжений до водорода) за счёт ионов водорода: Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства по отношению к активным металлам (стоящим в ряду напряжений до водорода) за счёт ионов водорода: Разбавленная серная кислота с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, не взаимодействует. Разбавленная серная кислота с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, не взаимодействует.

29 Концентрированная серная кислота Окислительные свойства концентрированной серной кислоты определяются сульфат-ионом. Продуктами его восстановления в зависимости от силы восстановителя являются SO 2, S или H 2 S. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты определяются сульфат-ионом. Продуктами его восстановления в зависимости от силы восстановителя являются SO 2, S или H 2 S. В обычных условиях она пассивирует железо, хром и алюминий, реагирует с ними только при нагревании: В обычных условиях она пассивирует железо, хром и алюминий, реагирует с ними только при нагревании: Щелочные и щелочно-земельные металлы, магний восстанавливают сульфат-ион до сероводорода: Щелочные и щелочно-земельные металлы, магний восстанавливают сульфат-ион до сероводорода: В случае цинка, в зависимости от условий, кроме SO 2 и H 2 S, возможно образование серы: В случае цинка, в зависимости от условий, кроме SO 2 и H 2 S, возможно образование серы:

30 Концентрированная серная кислота с остальными металлами (за исключением Au, Pt, Pd, Rh, Os, Ir, Ru) и некоторыми неметаллами (C, P, S) реагирует с образованием SO 2 : Концентрированная серная кислота с остальными металлами (за исключением Au, Pt, Pd, Rh, Os, Ir, Ru) и некоторыми неметаллами (C, P, S) реагирует с образованием SO 2 : S+2H 2 SO 4 =3SO 2 +2H 2 O S+2H 2 SO 4 =3SO 2 +2H 2 O

31 ОВР в заданиях билетов ЕГЭ ОВР в заданиях билетов ЕГЭ Степень окисления химических элементов (код 2.3), окислительно-восстановительные реакции (код 3.7) – элементы содержания образования. Степень окисления химических элементов (код 2.3), окислительно-восстановительные реакции (код 3.7) – элементы содержания образования. Они проверяются в КИМах ЕГЭ Они проверяются в КИМах ЕГЭ на базовом уровне сложности (в части А) на базовом уровне сложности (в части А) на повышенном уровне сложности (в части В) на повышенном уровне сложности (в части В) на высоком уровнe сложности (в части С) на высоком уровнe сложности (в части С)

32 На базовом и повышенном уровнях проверяются умения определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений, наличие окислительно-восстановительных реакций, окислительные и восстановительные свойства веществ, коэффициенты перед символами окислителей и восстановителей и др., например: На базовом и повышенном уровнях проверяются умения определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений, наличие окислительно-восстановительных реакций, окислительные и восстановительные свойства веществ, коэффициенты перед символами окислителей и восстановителей и др., например: Степень окисления, равную +3, железо имеет в соединении: Степень окисления, равную +3, железо имеет в соединении: 1) Fe(NO 3 ) 2 2) FeCl 2 3) Fe 2 (SO 4 ) 3 4) K 2 FeO 4 1) Fe(NO 3 ) 2 2) FeCl 2 3) Fe 2 (SO 4 ) 3 4) K 2 FeO 4 Высшую степень окисления марганец проявляет в соединении: Высшую степень окисления марганец проявляет в соединении: 1) KMnO 4 2) MnO 2 3) K 2 MnO 4 4) MnSO 4 1) KMnO 4 2) MnO 2 3) K 2 MnO 4 4) MnSO 4 В реакции оксида марганца (II) с углеродом окислителем является: В реакции оксида марганца (II) с углеродом окислителем является: 1) C o 2) O 2 3) Mn +2 4) Mn o 1) C o 2) O 2 3) Mn +2 4) Mn o

33 Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления фосфора в нем. Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления фосфора в нем. ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ФОСФОРА ФОСФОРА А) Н 3 РО 3 1) +1 А) Н 3 РО 3 1) +1 Б) Н 3 РО 4 2) +3 Б) Н 3 РО 4 2) +3 В) Н 3 РО 2 3) +5 В) Н 3 РО 2 3) +5 Г) Н 4 Р 2 О 7 4) –1 Г) Н 4 Р 2 О 7 4) –1 5) – 3 5) – 3 АБВГ

34 Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя в ней. СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ А) Cu + HNO 3(конц.) Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O 1) Cu +2 Cu o Б) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O 2) N +3 N В) CuO + NH 3 Cu + N 2 + H 2 O 3) N +5 N +4 Г) NaNO 3 NaNO 2 + O 2 4) N 3 N o 5) Cu o Cu +2 5) Cu o Cu +2 6) N +5 N +3 6) N +5 N +3 АБВГ

35 Установите соответствие между схемой химической реакции и веществом - окислителем в каждой из них. Установите соответствие между схемой химической реакции и веществом - окислителем в каждой из них. СХЕМА РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬ СХЕМА РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬ А) Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O 1) NaNO 3 Б) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O 2) CuO В) CuO + NH 3 Cu + N 2 + H 2 O 3) Cu Г) NaNO 3 NaNO 2 + O 2 4) HNO 3 5) NH 4 NO 2 5) NH 4 NO 2 6) NH 3 6) NH 3 АБВГ

36 По заданиям высокого уровня сложности проверяются умения составлять уравнения ОВР(С1,С2), производить расчёты по этим уравнениям(С4), например: По заданиям высокого уровня сложности проверяются умения составлять уравнения ОВР(С1,С2), производить расчёты по этим уравнениям(С4), например: С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение следующей реакции: С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение следующей реакции: MnO 2 + KI + …… MnSO 4 + …. + K 2 SO 4 + H 2 O MnO 2 + KI + …… MnSO 4 + …. + K 2 SO 4 + H 2 O Определите окислитель и восстановитель. Определите окислитель и восстановитель. С2. Даны водные растворы: хлорида железа(III). Йодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. С2. Даны водные растворы: хлорида железа(III). Йодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами. С4. Сероводород, выделившийся при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 1,44 г магния, пропустили через 160 г 1,5 %-ного раствора брома. Определите массу выпавшего при этом осадка и массовую долю кислоты в образовавшемся растворе. С4. Сероводород, выделившийся при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 1,44 г магния, пропустили через 160 г 1,5 %-ного раствора брома. Определите массу выпавшего при этом осадка и массовую долю кислоты в образовавшемся растворе.

37 Благодарю вас за внимание!