Lai izmantotu prezentāciju priekšskatījumus, izveidojiet Google kontu un piesakieties tajā: https://accounts.google.com
Slaidu paraksti:
Atveseļošanās reakcijas. OVR klasifikācija. Stundu uzdevumi: 1. izglītojoši - sistematizēt studentu zināšanas par ķīmisko reakciju klasifikāciju elektroniskās teorijas gaismā; - iemācīt izskaidrot OVR pamatjēdzienus; - dot ODD klasifikāciju 2. attīstot - attīstīt spēju novērot, izdarīt secinājumus; - turpināt attīstīt loģiskās domāšanas, analīzes un salīdzināšanas prasmes; 3. izglītojošs - veidot studentu zinātnisko pasaules uzskatu, pilnveidot darba iemaņas; -attīstīt spēju uzklausīt vienam otru, analizēt situāciju, uzlabot starppersonu komunikācijas kultūru
Pamatjēdzieni: redoksreakcijas, oksidētājs, reducētājs, oksidācijas procesi, reducēšanas reakcijas, starpmolekulāras intramolekulāras disproporcijas Aprīkojums: PSHE D. I. Mendeļejeva
Veidojot noteikta veida ķīmiskās saites, notiek elektronu pievienošanas process atomam vai to atdošana, tāpēc ir iespējama kopīgu elektronu pāru jeb lādētu daļiņu veidošanās – katjoni un anjoni. Redukcijas process ir elektronu pieņemšanas process ar atomu (daļiņu) +n Rezultātā tiek novērota oksidācijas pakāpes samazināšanās. restaurācijas laikā - s.o. samazinās Piemēram +2 Uzdevums. Uzrakstiet vara reducēšanās procesu () Oksidācijas process ir process, kurā atoms (daļiņa) atdod elektronus n Tā rezultātā tiek novērota oksidācijas pakāpes palielināšanās. oksidēšanās laikā - s.o. palielina Piemēram Uzdevums. Uzrakstiet alumīnija oksidācijas procesu ()
Oksidētājs un reducētājs. Iespēja noteikt vielas/daļiņas funkcijas (oksidējošās vai reducējošās) ar s.o. elements Reducējošs līdzeklis - daļiņa, atoms, molekula, kas nodod elektronus (elektronu donors). Reducējošais līdzeklis vienmēr palielina d.o. Oksidētājs ir daļiņa, atoms, molekula, kas pieņem elektronus (elektronu saņēmējs). Oksidētājs vienmēr pazemina s.o. 1. Tātad, ja savienojumā elements ir minimālajā r.o., tāpat kā sērs (-2 ir minimālais sēra daudzums / grupas numurs -8 /), tad savienojums darbojas kā reducētājs, piemēram: .. 2. Ja savienojumā elements ir maksimāli s. o., piemēram, sērs - savienojums darbojas kā oksidētājs, piemēram: H ...
Svarīgākie oksidētāji un reducētāji Oksidētāji: K H Un arī dažas vienkāršas vielas Reducētāji H H Un arī dažas vienkāršas vielas Metāli, CO, C Uzdevums: Starp piedāvātajiem savienojumiem atrast oksidētājus un reducētājus HN S CuO
Visas ķīmiskās reakcijas, kas notiek, mainoties d.o. elementus sauc par redoksiem.
Starpmolekulārā ORR - notiek elektronu apmaiņa starp dažādiem atomiem (molekulām, joniem) - oksidētājs un reducētājs atrodas dažādās molekulās: + = Intramolekulārās oksidācijas un reducēšanas reakcijas - oksidētājs un reducētājs atrodas vienā vielā ( molekula, daļiņa) = + 2 Reakcijas disproporcija (dismutācija) - reakcijas, kurās viens un tas pats elements darbojas gan kā oksidētājs, gan kā reducētājs, un reakcijas rezultātā veidojas savienojumi, kas satur vienu un to pašu ķīmisko elementu dažādās d.o. K _______________________________________________________________________ Piešķiršana Kāda veida OVR ir reakcija: N + + HN
PIN 2 𝑆+𝑆 = 3S + 2 O Vai reakcija ir ORR? Noteikt elementu oksidācijas pakāpi Atrast oksidētāju, reducētāju Noteikt ORR veidu MĀJAS DARBA 1. 11. lpp., mācīties 2. Izrakstīt no teksta visu veidu ORR (katram divi piemēri).
Prezentācijas apraksts pa atsevišķiem slaidiem:
1 slaids
Slaida apraksts:
Pabeidza: Ķīmijas skolotāja Baimukhametova Batila Turginbaevna Oksidācijas-reducēšanās reakcijas
2 slaids
Slaida apraksts:
Nodarbības moto ir “Kāds zaudē, bet kāds atrod...” Strādājot tu darīsi visu savu tuvinieku un sevis dēļ, un, ja darba laikā nav panākumu, neveiksme nav problēma, mēģiniet vēlreiz. . D. I. Mendeļejevs.
3 slaids
Slaida apraksts:
4 slaids
Slaida apraksts:
Nodarbības tēma: “Redoksreakcijas” Mērķis: Iepazīties ar redoksreakcijām un noskaidrot, kāda ir atšķirība starp vielmaiņas reakcijām un redoksreakcijām. Iemācīties identificēt oksidētājus un reducētājus reakcijās. Iemācīties zīmēt elektronu došanas un saņemšanas procesu diagrammas. Uzziniet par svarīgākajām dabā sastopamajām redoksreakcijām.
5 slaids
Slaida apraksts:
Varbūt šie elektroni ir Pasaules, kur ir pieci kontinenti, Māksla, zināšanas, kari, troņi un četrdesmit gadsimtu atmiņa! Tāpat, iespējams, katrs atoms ir Visums ar simts planētu; Ir viss, kas ir šeit, saspiestā apjomā, Bet arī tas, kas šeit nav. V. Brjusosova.
6 slaids
Slaida apraksts:
Kas ir oksidācijas stāvoklis? Oksidācijas pakāpe ir savienojumā esošā ķīmiskā elementa atoma nominālais lādiņš, ko aprēķina, pamatojoties uz pieņēmumu, ka visi savienojumi sastāv tikai no joniem. Oksidācijas stāvoklis var būt pozitīvs, negatīvs vai nulle atkarībā no iesaistīto savienojumu veida. Dažiem elementiem ir nemainīgi oksidācijas stāvokļi, citiem ir mainīgi. Elementi ar nemainīgu pozitīvu oksidācijas pakāpi ir - sārmu metāli: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, periodiskās tabulas II grupas elementi: Be+2 , Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, Ra+2, Zn+2, kā arī grupas III A elements - A1+3 un daži citi. Savienojumos esošajiem metāliem vienmēr ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis. No nemetāliem F ir nemainīgs negatīvs oksidācijas stāvoklis (-1) Vienkāršās vielās, ko veido metālu vai nemetālu atomi, elementu oksidācijas pakāpe ir nulle, piemēram: Na°, Al°, Fe°, H2, O2, F2, Cl2, Br2. Ūdeņradi raksturo oksidācijas pakāpes: +1 (H20), -1 (NaH). Skābekli raksturo oksidācijas pakāpes: -2 (H20), -1 (H2O2), +2 (OF2).
7 slaids
Slaida apraksts:
Nozīmīgākie reducētāji un oksidētāji Reducētāji: Oksidētāji: Elementārie metāli Ūdeņradis Oglekļa monoksīds (II) (CO) Sērūdeņradis (H2S) Sēra oksīds (IV) (SO2) Sērskābe H2SO3 un tās sāļi Halogenūdeņražskābes un to sāļi Metālu katjoni oksidēšanās starpstāvokļos: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Slāpekļskābe HNO2 Amonjaks NH3 Slāpekļa oksīds (II) (NO) Halogēni Kālija permanganāts (KMnO4) Kālija manganāts (K2MnO4) Mangāns (Oksīds) Kālija dihromāts (K2Cr2O7) Slāpekļskābe (HNO3) Sērskābe (konc.H2SO4) Vara(II) oksīds (CuO) Svina(IV) oksīds (PbO2) Ūdeņraža peroksīds (H2O2) Dzelzs(III) hlorīds (FeCl3) Organiskie nitro savienojumi
8 slaids
Slaida apraksts:
Mangāna oksidācijas pakāpe kālija permanganāta savienojumā KMnO4. 1. Kālija oksidācijas pakāpe +1, skābekļa -2. 2. Saskaitīsim negatīvo lādiņu skaitu: 4 (-2) = - 8 3. Mangāna pozitīvo lādiņu skaits ir 1. 4. Sastādām šādu vienādojumu: (+1) + x+ (-2)* 4 =0 1+ x - 8=0 X = 8 - 1 = 7 X= +7 +7 ir mangāna oksidācijas pakāpe kālija permanganātā.
9. slaids
Slaida apraksts:
Oksidācijas pakāpju noteikšanas noteikumi 1. Elementa oksidācijas pakāpe vienkāršā vielā ir 0. Piemēram: Ca, H2, Cl2, Na. 2. Fluora oksidācijas pakāpe visos savienojumos, izņemot F2, ir – 1. Piemērs: S+6F6-1 3. Skābekļa oksidācijas pakāpe visos savienojumos, izņemot O2, O3, F2-1O+2 un peroksīda savienojumus Na2+1 O - 12; H2+1O-12 ir vienāds ar –2 Piemēri: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4. Ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir +1, ja savienojumi satur vismaz vienu nemetālu, -1 savienojumos ar metāliem (hidrīdiem) 5. O oksidācijas pakāpe H2 Piemēri: C-4H4+1 Ba+2H2- 1 H2 Metālu oksidācijas pakāpe vienmēr ir pozitīva (izņemot vienkāršas vielas). Galveno apakšgrupu metālu oksidācijas pakāpe vienmēr ir vienāda ar grupas numuru. Sānu apakšgrupu oksidācijas pakāpei var būt dažādas vērtības. Piemēri: Na+ Cl-, Al2+3O3-2, Cr2+3 O3-2, Cr+2O-2. 6. Maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru (izņēmumi: Cu+2, Au+3). Minimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru mīnus astoņi. Piemēri: H+1N+5O-23, N-3H+13. 7. Atomu oksidācijas pakāpju summa molekulā (jonā) ir vienāda ar 0 (jona lādiņš).
10 slaids
Slaida apraksts:
Laboratorijas darbi Drošības noteikumi. Eksperiments 1. Veikt ķīmisku reakciju starp vara (II) sulfāta un nātrija hidroksīda šķīdumiem. 2. eksperiments. 1. Ievietojiet dzelzs naglu vara (II) sulfāta šķīdumā. 2. Izveidojiet vienādojumus ķīmiskajām reakcijām. 3. Nosakiet katras ķīmiskās reakcijas veidu. 4. Noteikt katra ķīmiskā elementa atoma oksidācijas pakāpi pirms un pēc reakcijas. 5. Padomājiet par to, kā šīs reakcijas atšķiras?
11 slaids
Slaida apraksts:
Atbildes: Cu+2S+6O4-2 +2Na +1O-2H+1Cu +2(O -2H+1)2+Na2 +1S +6O4-2 – apmaiņas reakcija Cu+2S+6O4-2 + Fe0 Fe+2 S+6O4 -2+Сu0 – aizvietošanas reakcija Reakcija Nr.2 atšķiras no reakcijas Nr.1 ar to, ka šajā gadījumā ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpe mainās pirms un pēc reakcijas. Ņemiet vērā šo svarīgo atšķirību starp abām reakcijām. Otrā reakcija ir OVR. Pasvītrosim reakcijas vienādojumā ķīmisko elementu simbolus, kas mainīja oksidācijas stāvokli. Pierakstīsim tos un norādīsim, ko atomi darīja ar saviem elektroniem (Dot vai saņemt?), t.i. elektronu pārejas. Cu+2 + 2 e- Cu0 – oksidētājs, reducēts Fe0 - 2 e- Fe+2 – reducētājs, oksidēts
12 slaids
Slaida apraksts:
Redoksreakciju klasifikācija 1. Starpmolekulārās redoksreakcijas Oksidētājs un reducētājs atrodas dažādās vielās; elektronu apmaiņa šajās reakcijās notiek starp dažādiem atomiem vai molekulām: 2Ca0 + O20 → 2 Ca+2O-2 Ca - reducētājs; O2 - oksidētājs Cu+2O + C+2O → Cu0 + C+4O2 CO - reducētājs; CuO – oksidētājs Zn0 + 2HCl → Zn+2Cl2 + H20 Zn – reducētājs; HСl - oksidētājs Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - reducētājs; MnO2 ir oksidētājs.
13. slaids
Slaida apraksts:
2. Intramolekulārās redoksreakcijas Intramolekulārās reakcijās oksidētājs un reducētājs atrodas vienā molekulā. Intramolekulāras reakcijas parasti notiek tādu vielu termiskās sadalīšanās laikā, kas satur oksidētāju un reducētāju. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr+6- oksidētājs; O-2 - reducētājs
14. slaids
Slaida apraksts:
3. Disproporcijas reakcijas Redoksreakcijas, kurās viens elements vienlaikus palielina un samazina oksidācijas pakāpi. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Sērs oksidācijas stāvoklī 0 ir gan oksidētājs, gan reducētājs. 4. Sajaukšanas reakcijas Redoksreakcijas, kurās viena elementa atomi dažādos oksidācijas pakāpēs reakcijas rezultātā iegūst vienu oksidācijas pakāpi. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br+5 – oksidētājs; Br-1 – reducētājs
15 slaids
Slaida apraksts:
Redoksreakciju vienādojumu sastādīšanas algoritms, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi 1. Uzrakstiet reakcijas shēmu KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+ I2+K2SO4+H2O 2. Ievadiet to elementu atomu oksidācijas pakāpi, kuriem tas mainās KMn+7O4+. KI-+ H2SO4→ Mn+2SO4+ I20+ K2SO4+ H2O 3. Tiek identificēti elementi, kas maina oksidācijas pakāpi, un tiek noteikts oksidētāja pieņemto un reducētāja nodoto elektronu skaits. Mn+7 + 5ē → Mn+2 2I-1 - 2ē → I20 4. Izlīdzināt pieņemto un nodoto elektronu skaitu, tādējādi nosakot koeficientus savienojumiem, kas satur elementus, kas maina oksidācijas pakāpi. Mn+7 + 5ē → Mn+22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn+7 + 10I-1 → 2Mn+2 + 5I20 5. Izvēlieties koeficientus visiem pārējiem reakcijas dalībniekiem. 2KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+ 8H2O
16 slaids
Slaida apraksts:
Elektroniskais līdzsvars ir koeficientu atrašanas metode redoksreakciju vienādojumos, kas ņem vērā elektronu apmaiņu starp elementu atomiem, kas maina to oksidācijas pakāpi. Reducētāja nodoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāja pieņemto elektronu skaitu.
17. slaids
Slaida apraksts:
Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir reakcijas, kurās oksidācijas un reducēšanas procesi notiek vienlaicīgi un, kā likums, mainās elementu oksidācijas pakāpes. Apskatīsim procesu, izmantojot piemēru par cinka mijiedarbību ar atšķaidītu sērskābi:
18 slaids
Slaida apraksts:
Atcerēsimies: 1. Oksidācijas-reducēšanās reakcijas ir reakcijas, kurās elektroni pāriet no viena atoma, molekulas vai jona uz otru. 2. Oksidācija ir elektronu zaudēšanas process, un oksidācijas pakāpe palielinās. 3. Redukcija ir elektronu pievienošanas process, oksidācijas pakāpe samazinās. 4.Atomi, molekulas vai joni, kas nodod elektronus, tiek oksidēti; ir reducējoši līdzekļi. 5.Atomi, joni vai molekulas, kas pieņem elektronus, tiek reducētas; ir oksidētāji. 6. Oksidāciju vienmēr pavada reducēšana, kas saistīta ar oksidēšanos. 7. Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir divu pretēju procesu vienotība: oksidēšanās un reducēšana.
Projekta tēma ir "Oksidācijas-reducēšanās reakcijas".
Radošā projekta nosaukums "Kāds zaudē, un kāds atrod...".
Projekta koordinators Drobot Svetlana Sergejevna, ķīmijas skolotājs, [aizsargāts ar e-pastu]
Akadēmiskais priekšmets - ķīmija.
Projektā piedalījās vienpadsmitās klases skolēni.
Projekts tika veikts no oktobra līdz decembrim (3 mēneši) 11.klasē.
Priekšmets "Redoksreakcijas" kā sarkans pavediens vijas cauri visam ķīmijas kursam skolā (8., 9. un 11. klase) un ir ļoti grūti izprast procesus, kas notiek šo reakciju rezultātā.
Fundamentāls jautājums: Vai pasaules gals ir iespējams?
Par šo tēmu tika formulēti šādi: problemātiski jautājumi:
1. Kurā vietā mēs sastopamies ar ODD?
2.Kāda ir atšķirība starp vielmaiņas reakcijām un redoksreakcijām?
3.Kāda ir atšķirība starp oksidācijas stāvokli un valenci?
4. Kādas ir ORR pazīmes organiskajā ķīmijā?
Problēmjautājumi tika apkopoti tā, lai pēc iespējas detalizētāk parādītu visas ar apkārtējā pasaulē notiekošajiem redoksprocesiem saistītās parādības un rosinātu bērnos interesi pētīt šos sarežģītos ķīmiskos procesus.
Studenti veica pētniecisko darbu par viņiem izvirzītajiem problemātiskajiem jautājumiem. Viņi strādāja divos virzienos. Daži veica pētījumus, uzskatot ORR kā ķīmisku procesu:
1. Valence un oksidācijas stāvoklis.
4. OVR organiskajā ķīmijā.
3. Kas ir OVR un kas ir RIO.
4. Anods + katods = elektrolīze
5. Redoksreakcijas
Un citi no šo procesu praktiskās nozīmes viedokļa:
1. Sarkanā velna valstībā.
2. Vai tu vēl nenēsā baltu? Tad mēs nākam pie jums!
3. Septiņi brīnumi dzīvajā un nedzīvajā dabā.
4. Šajā Uzvaras dienā...
Prezentāciju “Sarkanā velna valstībā” var izmantot ne tikai kā pētniecisko darbu, bet arī ķīmijas stundās, skaidrojot šo tēmu, jo tajā ir izskaidrots korozijas jēdziens, šī procesa būtība, klasifikācija - ķīmiskā, elektroķīmiskā, mehāniskā ķīmiskā; aizsardzības pret koroziju metodes. Un materiāls: korozijas veidi, Vai jūs zināt, kas... ir ārpus mācību programmas.
Prezentācijā “Vai tu jau valkā baltu?...” tiek runāts par redoksreakciju izmantošanu ikdienā. Mazgāšana zinātniskā veidā - joda traipu noņemšana, dažāda veida traipi; ieteikumi, kā rīkoties ar izstrādājumiem, kas izgatavoti no dabīgās vilnas; par pulveru sastāvu un viena vai otra komponenta lomu mazgāšanā.
"Septiņi dzīvās un nedzīvās dabas brīnumi." Šajā prezentācijā tiek runāts par septiņiem dzīvās un nedzīvās dabas brīnumiem – degšanu, metālu koroziju, sprādzienu, elektrolīzi, pūšanu, fermentāciju, fotosintēzi. Rezultātā tika izdarīts secinājums: šie septiņi dzīvās un nedzīvās dabas brīnumi ir saistīti ar redoksreakcijām, kas mūs ieskauj un spēlē milzīgu lomu mūsu dzīvē.
"Šī Uzvaras diena." Redoksreakciju pielietojums karā.
Studentu pētnieciskā darba radošais rezultāts kļūst par izglītojošu vietni. Vietne apvieno visu materiālu par tēmu. Tajā ir arī pārbaudes tests, kas ļauj pārbaudīt savas zināšanas un iegūt atzīmi. Šīs vietnes priekšrocība ir tā, ka tā ir pieejama ikvienam studentam, izmantojot internetu.
Apkopojot pētnieciskā darba rezultātus, studenti nonāca pie secinājuma, ka visa pasaule mums apkārt var tikt uzskatīta par milzu ķīmisko laboratoriju, kurā ķīmiskās reakcijas, galvenokārt redox, notiek katru sekundi un tik ilgi, kamēr notiek redoksprocesi. pastāv dabā, pasaules gals nav iespējams.
Darba laikā pie projekta tika izstrādāts didaktiskais materiāls (testi, metodes valences, oksidācijas pakāpes noteikšanai; ORR sastādīšana ar elektroniskā līdzsvara metodi, ORR sastādīšana ar pusreakcijas metodi, jonu apmaiņas reakciju sastādīšanas noteikumi).
Strādājot pie projekta, tika izmantots liels zinātniskās, metodiskās un populārzinātniskās literatūras apjoms.
Tika izmantoti arī interneta resursi.
Mūsu projekts palīdzēs skolēniem patstāvīgi izprast šīs tēmas sarežģītos jautājumus, kā arī sagatavoties vienotajam valsts eksāmenam ķīmijā.
Visu mums apkārtējo pasauli var uzskatīt par milzu ķīmisko laboratoriju, kurā katru sekundi notiek ķīmiskas reakcijas, galvenokārt redoksreakcijas.
Oksidācija ir process, kurā atoms, molekula vai jons zaudē elektronus. Atoms pārvēršas par pozitīvi lādētu jonu: Zn 0 – 2e Zn 2+ negatīvi lādētais jons kļūst par neitrālu atomu: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Pozitīvi lādētā jona (atoma) izmērs palielinās pēc atdoto elektronu skaita: Fe 2 + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4
Redukcija ir elektronu iegūšanas process, izmantojot atomu, molekulu vai jonu. Atoms pārvēršas par negatīvi lādētu jonu S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br Pozitīvi lādēta jona (atoma) izmērs samazinās atbilstoši piesaistīto elektronu skaitam: Mn e Mn +2 S e S +4 vai tas var pārveidoties par neitrālu atomu: H + + e H 0 Cu e Cu 0
Reducētāji ir atomi, molekulas vai joni, kas nodod elektronus. Tie oksidējas redoksprocesa laikā Tipiski reducējošie aģenti: metālu atomi ar lieliem atomu rādiusiem (I-A, II-A grupas), kā arī Fe, Al, Zn, vienkāršas nemetāla vielas: ūdeņradis, ogleklis, bors; negatīvi lādēti joni: Cl, Br, I, S 2, N 3. Fluora joni F nav reducējošie aģenti: Fe 2+, Cu +, Mn 2+, Cr 3+; kompleksi joni un molekulas, kas satur atomus ar starpposma atlikumiem: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 utt.
Oksidētāji ir atomi, molekulas vai joni, kas iegūst elektronus. Tie tiek reducēti redoksprocesa laikā Tipiski oksidētāji: nemetālu grupu VII-A, VI-A, V-A atomi vienkāršāko vielu sastāvā, metālu joni visaugstākajā koncentrācijā: Cu 2+, Fe 3+, Ag. + ... kompleksi joni un molekulas, kas satur atomus ar vislielāko un augstāko d.o.: SO 4 2, NO 3, MnO 4, СlО 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 utt.
Sēra oksidācijas pakāpes: -2,0,+4,+6 H 2 S -2 - reducētājs 2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 S 0.S +4 O 2 - oksidētājs un reducētājs S+O 2 =SO 2 2SO 2 +O 2 =2SO 3 (reducētājs) S+2Na=Na 2 S SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O (oksidētājs) H 2 S +6 O 4 - oksidētājs Cu +2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O
Ķīmisko elementu atomu oksidācijas pakāpju noteikšana С.о. ķīmiskie atomi vienkāršas vielas sastāvā = 0 Algebriskā summa s.o. no visiem jona elementiem ir vienāds ar jona lādiņu Algebriskā summa s.o. no visiem elementiem kompleksās vielas sastāvā ir 0. K +1 Mn +7 O x+4(-2)=0
Redoksreakciju klasifikācija Starpmolekulārās oksidācijas reakcijas 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Intramolekulārās oksidācijas reakcijas 2KCl +5 O KCl O 2 0 Disproporcijas, dismutācijas reakcijas (autooksidācija-pašreducēšanās): KOHhor (3Cl): .) KCl + 5 O 3 + 5KCl -1 + 3H 2 O 2N + 4 O 2 + H 2 O HN + 3 O 2 + HN + 5 O 3
To ir noderīgi zināt Elementu oksidācijas pakāpes sāls anjona sastāvā ir tādi paši kā skābē, piemēram: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 un H 2 Cr 2 +6 O 7. Skābekļa oksidācijas pakāpe peroksīdos ir -1 Oksidācijas pakāpe sēram dažos sulfīdos ir -1, piemēram: FeS 2 Fluors ir vienīgais nemetāls, kuram nav pozitīva oksidācijas pakāpe savienojumos NH 3, CH 4 un citi, elektropozitīvā elementa ūdeņraža zīme ir otrajā vietā
Koncentrētas sērskābes oksidējošās īpašības Sēra samazināšanas produkti: H 2 SO 4 + ļoti aktīvs. metāls (Mg, Li, Na...) H 2 S H 2 SO 4 + akt. metāls (Mn, Fe, Zn...) S H 2 SO 4 + neaktīvs. metāls (Cu, Ag, Sb...) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + nemetāli (C, P, S...) SO 2 Piezīme: bieži vien ir iespējams veidot šo produktu maisījums dažādās proporcijās
Ūdeņraža peroksīds redoksreakcijās Šķīduma vide Oksidēšana (H 2 O 2 -reducētājs) Redukcija (H 2 O 2 -oksidētājs) skābs H 2 O 2 -2eO 2 + 2H + (O – 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2H + +2e2H 2 O (O e2O - 2) sārmains H 2 O 2 +2OH -O 2 +2H 2 O (O – 2eO 2 0) H 2 O 2 +2e2OH - (O e2O - 2) neitrāls H 2 O 2 - 2eO 2 + 2H + (O - 2eO 2 0) H 2 O 2 + 2e2OH - (O e2O - 2)
Slāpekļskābe redoksreakcijās Slāpekļa reducēšanas produkti: Koncentrēti HNO 3: N +5 +1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); pasivē Fe, Al, Cr Atšķaidīts HNO 3: N +5 +3e N +2 (NO) (Metāli EHRNM Al...Cu; nemetāli S, P, As, Se) Atšķaidīts HNO 3: N +5 +4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn Atšķaidīts HNO 3: N +5 +5e N 0 (N 2) Ļoti atšķaidīts: N e N -3 (NH 4 NO 3) (aktīvie metāli EHRNM līdz Al)
OVR OVR nozīme ir ļoti izplatīta. Tie ir saistīti ar vielmaiņas procesiem dzīvos organismos, elpošanu, sabrukšanu, fermentāciju, fotosintēzi. OVR nodrošina vielu apriti dabā. Tos var novērot degvielas sadegšanas, korozijas un metālu kausēšanas laikā. Ar to palīdzību tiek iegūti sārmi, skābes un citas vērtīgas ķīmiskas vielas. OVR ir pamatā mijiedarbojošo ķīmisko vielu enerģijas pārvēršanai elektroenerģijā galvaniskajās baterijās.
Notiek ielāde...
