Transcript Redoxní reakce - podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH14 - Redoxní reakce
Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová
Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo:
CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO
VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.
Chemická reakce
děj při kterém:
• se reaktanty přeměňují na produkty
• zanikají původní a vznikají nové vazby
• dochází k energetickým změnám
Chemická reakce
H2
+
Cl2
Výchozí látky = reaktanty
400
o
C
2 HCl
Produkt
• Reaktanty = látky, které vstupují do reakce
• Produkty = nově vzniklé látky, které z reakce
vystupují, mají jiné vlastnosti než reaktanty
Chemické reakce
vycházejí ze:
Zákona zachování hmotnosti:
součet hmotností reaktantů se rovná součtu
hmotností produktů (počty atomů určitého
druhu jsou na obou stranách rovnice stejné)
Reakce podle přenášených částic
• Acidobazické reakce (protolytické) – přenos H+mezi kyselinami
a zásadami
NH3 + H2O → NH4+ + OH• Komlexotvorné reakce – přenos atomů nebo skupin atomů
CuSO4(s) + 4H2O(l) → [Cu(H2O)4]SO4(aq)
• Oxidačně-redukční (redoxní) – přenos elektronů mezi
reaktanty; mění se oxidační číslo
2HICl + Zn0 → ZnIICl2 + H20
Základní pojmy redoxních reakcí
• Dochází k přenosu (výměně) elektronů.
• Dochází ke změně oxidačního čísla
Cr0 + O02 → CrIII2O-II3
Cr: z 0 na +III, chrom ztrácí 3 elektrony
O: z 0 na –II, kyslík získává 2 elektrony
Oxidační číslo
= elektrický náboj, který by byl přítomen na atomu prvku,
kdybychom elektrony všech vazeb, které z něj vychází, přidělili
elektronegativnějšímu z vázaných atomů.
• Oxidační číslo prvku v nesloučené formě = 0;
• Oxidační čísla prvků ve sloučeninách se mohou nabývat
hodnot:
od –IV po + VIII.
Oxidačně- redukční děje
• se skládají ze dvou dílčích reakcí – oxidace a redukce
• mezi reaktanty dochází buď ke skutečné nebo jen formální
výměně elektronů.
• Oxidace - děj, kdy se zvyšuje oxidační číslo prvku
(tím, že se elektrony odštěpují)
• Redukce - děj, kdy se snižuje oxidační číslo prvku
(tím, že elektrony jsou přijímány)
• děje musí probíhat současně
jsou to dva redoxní systémy
Oxidačně- redukční děje
oxidace:
redukce:
Zn0 – 2 eCu2+ + 2 e-
Zn2+
Cu0
oxidace
Cu + Zn → Cu + Zn
redukce
• děje musí probíhat současně
jsou to dva redoxní systémy
• jedna částice se oxiduje a druhá částice se současně redukuje
• výměna elektronů mezi dvěma redoxními systémy (redoxní pár)
Zn/Zn2+ a
Cu2+/Cu
Úloha
• V následujících rovnicích urči redoxní páry
(dvojice částic, které se liší v oxidačním čísle).
1. Mg + Cl2 → MgCl2
2. H2 + Cl2 → 2 HCl
3. 2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Redoxní děje
• Oxidační činidlo – látka schopná oxidovat jiné látky
(sama se při reakci redukuje – dokáže odebírat e-)
= oxidant
• Redukční činidlo – látka schopná redukovat jiné látky
(sama se při reakci oxiduje – dodává e-) = reduktant
Úloha
V následujících rovnicích urči oxidační a redukční
činidlo.
1. Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
2. 2 H2 + O2 → 2 H2O
3. 2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Oxidační činidla (oxidanty)
• dělíme do 4 skupin:
1. elektronegativní kovy – kyslík, chlór, fluór, bróm
2. kationty přechodných kovů – Au3+, Ag+, Fe3+, Co3+
3. anionty kyslíkatých kyselin – MnO4-, ClO3-, ClO4-, NO3-
4. Oxidy prvků s vyššími oxidačními čísly a peroxidy – MnO2,
PbO2, CrO3, H2O2, OsO4
Redukční činidla (reduktanty)
• dělíme do 3 skupin:
1. prvky s nízkou elektronegativitou: I. – III.A skupiny, vodík,
uhlík, zinek, lanthanoidy
2. ionty kovů s nízkým oxidačním číslem, které se snadno
oxidují, protože snadno ztrácejí elektrony: Cr3+, Ti2+, …
3. Iontové hydridy a oxidy s nízkým oxidačním číslem prvku:
NaH, LiH, CaH2, CO
Oxidační a redukční činidla
• rozdělení na oxidanty a reduktanty je relativní
• záleží na tom s jakou látkou reagují
• pro orientační rozdělení byl zvolen za referentní látku
vodík:
• oxidanty – silnější akceptory elektronů než vodík
• reduktanty – silnější donory elektronů než vodík
Úloha
• Zhlédni video hoření hořčíku na
http://www.zschemie.euweb.cz/redox/redox5.html
Zapiš podle uvedeného pokusu:
1. Rovnici včetně vyčíslení.
2. Zapiš křížové schéma nutné k vyčíslení rovnice.
3. Který atom je oxidován a který je redukován.
4. Urči oxidant a reduktant.
Úloha
Urči oxidační čísla v rovnici, vyznač oxidaci a redukci a
označ oxidační a redukční činidlo.
• Zn + HCl  ZnCl2 + H2
• Zn0 + HICl-I  ZnIICl2-I + H20
Zn0 – 2e-  ZnII
2HI + 2e-  H20Zn0 + 2HICl-I
• Zn – zvyšuje své ox. číslo  oxidace; redukční činidlo
• H - snižuje své ox. číslo  redukce; oxidační činidlo
Chemické rovnice redoxních reakcí
• založeny na principu rovnosti vyměňovaných elektronů tzn.
zvýšení hodnoty oxidačních čísel u oxidantů je rovno snížení
hodnoty oxidačních čísel u reduktantů
• Postup:
1. zápis chemického děje pomocí rovnice a zápis oxidačních čísel
prvků u nichž se oxidační číslo mění
2. zápis oxidace a redukce pomocí dílčích rovnic s počtem
vyměněných elektronů
3. matematická úprava pro shodu počtu vyměněných elektronů (tzv.
křížové pravidlo)
4. zápis získaných stechiometrických koeficientů do rovnice
5. dodatečná úprava rovnice (molekuly vody upravíme jako poslední)
Řešení rovnic metodou rovnosti
vyměňovaných elektronů
Vyčíslete:
Cr2O3 + KNO3 + KOH
K2CrO4 + KNO2 + H2O
1. určíme prvky, které mění své oxidační číslo; oxidační číslo mění Cr a N
2. sestavíme dílčí rovnice vystihující oxidaci a redukci (je vhodné respektovat
počet atomů ve vzorci)
3. použijeme křížové pravidlo
2 CrIII
2 CrVI
-6e2 tj. 1 (oxidace)
NV
NIII
+2e6 tj. 3 (redukce)
4. získané koeficienty napíšeme před vzorce látek, z nichž se vycházelo
1 Cr2O3 + 3 KNO3 + KOH
2 K2CrO4 + 3 KNO2 + H2O
5. provede se bilance zbývajících prvků
1 Cr2O3 + 3 KNO3 + 4 KOH
2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
6. výsledné zjištěné koeficienty případně vydělíme stejným číslem tak, aby
jsme získali co nejmenší celá čísla; rovnice je již ve správném tvaru
Cr2O3 + 3 KNO3 + 4 KOH
2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
7. Provedeme kontrolu !!!
Úloha - rovnice
Vyčísli rovnici:
FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl
Se + Cl2 + H2O → H2SeO3 + HCl
BiCl3 + SnCl2 → Bi + SnCl4
HI + HBrO3 → I2 + H2O + HBr
– Který prvek se oxiduje?
– Který prvek je oxidačním činidlem?
Úloha
• Doplňte případné chybějící vzorce a určete stechiometrické koeficienty
..... + H2SO4
Na2SO4 + HCl
Pb + HNO3 (konc.)
Fe + .....
Pb(NO3)2 + NO2 + H2O
FeCl2 + H2
Cu + HNO3 (zřeď.)
..... + H2SO4
Cu(NO3)2 + NO + H2O
Na2SO4 + H2
C2H2O4 + KMnO4 + H2SO4
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4
CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Úloha
• Doplňte případné chybějící vzorce a určete stechiometrické koeficienty
KI + H2SO4
..... + H2O
..... + MnO2
CaO + .....
I2 + K2SO4 + H2S + H2O
Ca(OH)2 + H2
Br2 + MnBr2 + H2O
CaCl2 + H2O
H2SO4 + .....
Br2 + SO2 + H2O
MnO2 + HCl
..... + Cl2 + H2O
..... + HCl
PbCl2 + Cl2 + H2O
Řešení
2 NaCl + H2SO4
Na2SO4 + 2 HCl
Pb + 4 HNO3 (konc.)
Pb(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Fe + 2 HCl
FeCl2 + H2
3 Cu + 8 HNO3 (zřeď.)
3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
2 Na + H2SO4
Na2SO4 + H2
5 C2H2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4
10 CO2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4
5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
Řešení
8 KI + 5 H2SO4
4 I2 + 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O
CaH2 + 2 H2O
Ca(OH)2 + 2 H2
4 HBr + MnO2
Br2 + MnBr2 + 2 H2O
CaO + 2 HCl
CaCl2 + H2O
H2SO4 + 2 HBr
Br2 + SO2 + 2 H2O
MnO2 + 4 HCl
MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
PbO2 + 4 HCl
PbCl2 + Cl2 + 2 H2O
Využití redoxních reakcí
1. děje probíhající v přírodě – dýchání, metabolické
děje, tlení, kvašení, fotosyntéza, hoření, koroze
2. výroba kovů – Fe, Pb, Cu, Sn, Cu, ze svých rud
3. elektrolýza – reakce vyvolaná průchodem
stejnosměrného elektrického proudu elektrolytem
(výroba a přečišťování kovů, galvanické pokovování,
galvanické články)
Úloha
• Zhlédni video Chemická sopka na
http://www.zschemie.euweb.cz/redox/redox7.html
Zapiš podle uvedeného pokusu:
1. Rovnici včetně vyčíslení.
2. Pojmenuj reaktanty a produkty
3. Který atom je oxidován.
4. Urči oxidant.
Použité informační zdroje
Literatura
• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc:
Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5.
• VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické
nakladatelství Praha, 1990. ISBN 80-04-26388-7.
• KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie: studijní text pro
SPŠCH. 3., upr. vyd. Ostrava: nakladatelství Pavel Klouda, 2004, 118 s. ISBN
80-86369-10-2.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační
číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A
FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO
V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.