Цель: отработка умений и навыков составления уравнений окислительно-восстановительных процессов с участием органических соединений.
Методы: рассказ, работа с презентацией, обсуждение, самостоятельная работа, коллективная работа.
Преподаватель:
Что же представляют собой окислительно – восстановительные реакции с точки зрения понятия «степень окисления химических элементов»? (слайд 2)
/ Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов./
Рассмотрим процесс на примере взаимодействия уксусного альдегида с концентрированной серной кислотой:
При составлении этого уравнения используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.
Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
Окислительно – восстановительные реакции – единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления.
Самостоятельная работа № 2 по инструктивной карте: методом электронного баланса найдите и поставьте коэффициенты в следующей схеме окислительно –восстановительной реакции:
MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)
Преподаватель:
Однако научиться находить коэффициенты в ОВР еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в ОВР, предусматривать ход реакций, определять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких – как восстановители, нужно обратиться к периодической системе Д.И.Менделеева. Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус и небольшое (1 - 3) число электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому они могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп (например, натрий, калий, кальций и др.).
Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI – VII групп, например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др.
Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявлять восстановительные свойства. Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному.
Если элемент имеет свою высшую степень окисления, то он может быть только окислителем. Например, в HN +5 O 3 азот в состоянии + 5 может быть только окислителем и принимать электроны.
Только восстановителем может быть элемент, находящийся в низшей степени окисления. Например, в N -3 Н 3 азот в состоянии -3 может отдавать электроны, т.е. является восстановителем.
Элементы в промежуточных положительных степенях окисления могут, как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, способны вести себя как окислители или восстановители в зависимости от условий. Например, N +3 , S +4 . Попадая в среду с сильным окислителем, ведут себя как восстановители. И, наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.
По окислительно – восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:
окислители
восстановители
окислители - восстановители
Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой – свойства восстановителя:
2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 – восстановитель)
MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 – окислитель)
Важнейшие окислители и продукты их восстановления
1. Серная кислота - Н 2 SO 4 является окислителем
А) Уравнение взаимодействия цинка с разбавленной Н 2 SO 4 (слайд 3)
Какой ион является окислителем в данной реакции? (H +)
Продуктом восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, является H2.
Б) Рассмотрим другую реакцию – взаимодействие цинка с концентрированной Н 2 SO 4 (слайд 4)
Какие атомы меняют степень окисления? (цинк и сера)
Концентрированная серная кислота (98%) содержит 2% воды, и соль получается в растворе. В реакции участвуют фактически сульфат – ионы. Продуктом восстановления является сероводород.
В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной Н 2 SO 4 разные: H 2 S, S, SO 2 .
2. Другая кислота – азотная – также окислитель за счет нитрат – иона NO 3 - . Окислительная способность нитрат – иона значительно выше иона H+, и ион водорода не восстанавливается до атома, поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами, никогда не выделяется водород, а образуются различные соединения азота. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленная азотная кислота восстанавливается глубже, чем концентрированная (для одного и того же металла) (слайд 6)
На схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот
Золото и платина не реагируют с HNO3, но эти металлы растворяются в «царской водке» - смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3: 1.
Au + 3HCI (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O
3. Наиболее сильным окислителем из числа простых веществ является фтор. Но он слишком активен, и его трудно получить в свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат калия KMnO 4 . Его окислительная способность зависит от концентрации раствора, температуры и среды.
Создание проблемной ситуации: Я готовила к уроку раствор перманганата калия («марганцовка»), пролила стакан с раствором и испачкала свой любимый химический халат. Предложите (проделав лабораторный опыт) вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами: среда влияет на изменение степеней окисления атомов.
Обычно для создания кислотной среды добавляют серную кислоту. Соляную и азотную применяют реже, т.к. первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы. Для создания щелочной среды применяют гидроксид калия или натрия, нейтральной – воду.
Лабораторный опыт: (правила ТБ)
В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте. Как изменяется окраска раствора в каждой пробирке. (слайды 7, 8)
Результаты лабораторного опыта:
Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4) - :
в кислой среде – Mn+ 2 (соль), бесцветный раствор;
в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;
в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета. (слайд 9,)
К схемам реакций:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + КOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O
Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель (слайд 10)
(Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно)
Вы проделали лабораторный опыт, предложите вещество, с помощью которого можно очистить халат.
Демонстрационный опыт:
Пятна от раствора перманганата калия быстро выводятся раствором пероксида водорода, подкисленным уксусной кислотой:
2KMnO 4 + 9H 2 O2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 +2CH 3 COOK + 7O 2 + 12H 2 O
Старые пятна перманганата калия содержат оксид марганца (IV), поэтому будет протекать еще одна реакция:
MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (слайд 12)
После выведения пятен кусок ткани необходимо промыть водой.
Преподаватель:
Значение окислительно – восстановительных реакций
Цель: Показать учащимся значение окислительно-восстановительных реакций в химии, технологии, повседневной жизни человека. Методы: работа с презентацией, обсуждение, самостоятельная работа, коллективная работа.
В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе получения металлов и сплавов, водорода и галогенов, щелочей и лекарственных препаратов. С окислительно – восстановительными реакциями связано функционирование биологических мембран, многие природные процессы: обмен веществ, брожение, дыхание, фотосинтез. Без понимания сущности и механизмов протекания окислительно-восстановительных реакций невозможно представить работу химических источников тока (аккумуляторов и батареек), получение защитных покрытий, виртуозную обработку металлических поверхностей изделий. Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь. Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод.
Работа с презентацией запись в тетрадь.
Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?
В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .
Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.
Существуют два метода составления окислительно - восстановительных
реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим
метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в
продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число
электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов,
присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов
реакции. Рассмотрим этот метод на примере.
|
Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O |
|
Алгоритм расстановки коэффициентов |
|
1.Указываем
степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления. |
|
2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За
вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и
восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в
красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем
коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять
коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. |
|
Рассмотрим более сложное уравнение: |
|
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O |
|
Расставляем степени окисления химических элементов: |
|
Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции |
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
Al – 3e - = Al 3+
Fe 2+ - e - = Fe 3+
H 2 – 2e - = 2H +
2Cl - - 2e - = Cl 2
При окислении степень окисления повышается .
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .
Например:
S + 2е - = S 2-
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
Fe 3+ + e - = Fe 2+
При восстановлении степень окисления понижается .
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями . Во время реакции они окисляются .
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . Во время реакции они восстанавливаются .
Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .
4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции
Тренажёр №2 Метод электронного баланса
Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7
№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:
А) H 2 S → SO 2 → SO 3
Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?
На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?
№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:
А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2
Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
№4.
Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 +
S + NO + H 2 O
K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.
На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:
Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.
До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:
Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.
До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:
Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.
Запишем общую схему окисления и восстановления:
Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.
В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .
Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления
Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:
С -8е =С - процесс окисления
О +2е = О - процесс восстановления
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:
С -8е =С - восстановитель, окисляется
О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается
Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.
Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.
1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)
3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().
3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.
2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .
В данном разделе собраны задачи по теме . Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.
Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH 3 , CO, SO 2 , K 2 MnO 4 , Сl 2 , HNO 2 . Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Решение.
Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только . Из простых веществ только окислителем может быть фтор F 2 , атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность . В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами .
Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.
Наиболее сильный окислитель из них – Cl 2 , но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.
N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Сl 0 2 , HN +3 O 2
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Составим электронные уравнения :
N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель
S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель
Сложим два уравнения
8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение :
8HNO 3 +3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.
Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO 2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO 4 . Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?
Решение.
HN +3 O 2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.
а) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3
N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель
Br 2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель
N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br —
б) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O
N +3 + e = N +2 | 1 окислитель
2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель
N +3 + 2I — = N +2 + I 2
в) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель
Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель
5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2
Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl 2 , HClO 2 , HClO 3 , Cl 2 O 7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7 .
высшей степени окисления , могут быть только окислителями , т.е. могут только принимать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления , могут быть только восстановителями , т.е. могут только отдавать электроны.
Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления , могут быть как восстановителями, так и окислителями , т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.
H +1 Сl -1 , Cl 0 2 , H +1 Cl +3 O 2 -2 , H +1 Cl +5 O 3 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2
Таким образом, в данном ряду
Только окислитель — Cl 2 O 7
Только восстановитель – HСl
Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl 2 , HClO 2 , HClO 3
КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .
Составим электронные уравнения
Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель
Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель
Расставим коэффициенты
4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7
4КСlO 3 → КС1 + 3КСlO 4 .
Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
а) KNO 3 = KNO 2 + O 2 ;
б) Mq+ N 2 = Mq 3 N 2 ;
Решение.
Решение.
Решение.
NO 2 — + H 2 O — 2e — = NO 3 — + 2H + | 5 восстановитель
Сложим две полуреакции , умножив каждую на соответствующий коэффициент:
2MnO 4 — + 16H + + 5NO 2 — + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 — + 10H +
После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение :
2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —
Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O
Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:
Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O
Zn + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O
Решение.
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель
N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель
4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-
Zn + 2H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Составим электронные уравнения
Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель
S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель
Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4
Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F — -2e — = F 2 , E 0 = 2,85 В
б) 2Сl — -2e — = Cl 2 , E 0 = 1,36 В
в) 2Br — -2e — = Br 2 , E 0 = 1,06 В
г) 2I — -2e — = I 2 , E 0 = 0,54 В
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен E 0 =1,33 В
Решение.
Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти
ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст
Если найденная величина ЭДС > 0 , то данная реакция возможна .
Итак, определим, можно ли K 2 Cr 2 O 7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:
F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В
Cl 2 |Cl — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В
Br 2 |Br — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В
I 2 |I — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В
Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:
2Br — -2e — = Br 2 и 2I — -2e — = I
Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O
Если С(MnO 4 —)=10 -5 М, С(Mn 2+)=10 -2 М, С(H +)=0,2 М.
Решение.
Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста :
E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)
В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO 4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:
E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 В
Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:
2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Решение.
Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:
lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059
Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:
MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 окислитель
Br — + H 2 O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель
Общее число электронов , принимающих участие в ОВР n = 10
E 1 0 (окислителя) = 1,51 В
E 2 0 (восстановителя) = 1,33 В
Подставим данные в соотношение для К :
lgK = (1,51 — 1,33)10/0,059
K = 3,22*10 30
Категории , 
Назад
Вперёд
Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.
Учебник: Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО “Московские учебники”, 2009. – 191 с
Цель: сформировать представление учащихся о окислительно-восстановительных процессах, их механизме
Ожидаемые результаты
Предметные:
В ходе работы учащиеся
приобретут
- способность анализировать и объективно оценивать жизненные ситуации, связанные с химией, навыками безопасного обращения с веществами, используемыми в повседневной жизни; умением анализировать и планировать экологически безопасное поведение в целях сохранения здоровья и окружающей среды
- умение устанавливать связи между реально наблюдаемыми химическими явлениями и процессами, объяснять причины многообразия веществ, зависимость свойств веществ от их строения;
овладеют научным подходом к составлению уравнению окислительно-восстановительных реакций
Метапредметные
В ходе работы учащиеся смогут
- определять понятия, создавать обобщения, устанавливать аналогии, классифицировать, самостоятельно выбирать основания и критерии для классификации, устанавливать причинно-следственные связи, строить логическое рассуждение, умозаключение (индуктивное, дедуктивное и по аналогии) и делать выводы;
- создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач;
- применять экологическое мышление в познавательной, коммуникативной, социальной практике и профессиональной ориентации
Личностные
В ходе работы учащиеся приобретут
- основы экологической культуры соответствующей современному уровню экологического мышления, опыт экологически ориентированной рефлексивно-оценочной и практической деятельности в жизненных ситуациях;
2.1. Химическая реакция. Условия и признакипротекания химических реакций. Химическиеуравнения.
2.2. Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов
2.6. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.
Умения и виды деятельности, проверяемые КИМ ГИА
Знать/понимать
- химическую символику: формулы химических веществ, уравнения химических реакций
- важнейшие химические понятия:, степень окисления, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, основные типы реакций в неорганической химии
1.2.1. характерные признаки важнейших химических понятий
1.2.2. о существовании взаимосвязи между важнейшими химическими понятиями
Составлять
2.5.3. уравнения химических реакций.
Форма проведения: урок с использованием ИКТ, включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся.
Продолжительность учебного занятия: 45 минут.
Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве
Ход урока
I. Проблематизация, актуализация, мотивация – 10 мин.
Фронтальная беседа
- Что такое атомы и ионы.
- Чем они отличаются?
- Что такое электроны?
- Что такое степень окисления?
- Как рассчитывается степень окисления?
На доске учащимся предлагается расставить степени окисления в следующих веществах:
Сl 2 O 7 , SO 3 , H 3 PO 4 , P 2 O 5 , Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Cl 2 , HClO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , Cr 2 (SO 4) 3 , Al(NO 3) 3, CaSO 4 ,
NaMnO 4 , MnCl 2 , HNO 3 , N 2 , N 2 O, HNO 2 , H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2
II. Изучение нового материала. Объяснение учителя. 15 мин.
Основные понятия (слайд 2):
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяются степени окисления двух элементов, один из которых является восстановителем, а другой – окислителем
Восстановитель – это тот элемент, который в процессе реакции отдает электроны, и сам при этом окисляется
Окислитель – это тот элемент, который в процессе реакции принимает электроны, и сам при этом восстанавливается
Правила составления окислительно-восстановительных уравнений (слайд 3)
1. Запишем уравнение реакции (слайд 4).
CuS+HNO 3 ->Cu(NO 3) 2 + S + NO+H 2 O
2. Расставим степени окисления всех элементов
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
3. Выделим элементы, которые поменяли степени окисления
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
Видим, что в результате реакции поменяли степени окисления два элемента –
- сера (S) поменяла полностью (от – 2 до 0 )
- aзот (N) поменял частично (от +5 до +2 поменял), часть осталась +5
4. Выпишем те элементы, которые поменяли степени окисления и покажем переход электронов (слайд 5.)
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + S 0 + N +2 O+H 2 O
S -2 - 2e S 0
5. Составим электронный баланс, найдем коэффициенты
6. Подставим в уравнение коэффициенты, найденные в балансе (коэффициенты ставятся у веществ, элементы в которых поменяли степень окисления) (слайд 6).
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + 3 S 0 + 2 N +2 O+H 2 O
7. Доставим недостающие коэффициенты методом уравнивания
3CuS -2 +8HN +5 O 3 -> 3Cu(N +5 O 3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O+4H 2 O
8. По кислороду проверим правильность составления уравнения (слайд 7).
До реакции кислорода 24 атома = После реакции кислорода 24 атома
9. Выдели окислитель и восстановитель и процессы – окисления и восстановления
S -2 (в CuS) является восстановителем, т.к. отдает электроны
N +5 (в HNO 3) является окислителем, т.к. отдает электроны
III. Закрепление изученного материала (25 мин)
Учащимся предлагается выполнить задание в парах.
Задание 1. 10 мин. (слайд 8)
Учащимся предлагается составить уравнение реакции в соответствии с алгоритмом.
Mg+H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 S + H 2 O
Проверка задания
4Mg 0 +5H 2 +1 S +6 O 4 -2 -> 4Mg +2 S +6 O 4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2
| Переход е – | Число электронов | НОК | Коэффициенты |
 |
2 | 4 | |
 |
1 |
Задание 2. 15 мин. (слайды 9, 10)
Учащимся предлагается выполнить тест (в парах). Задания теста проверяются и разбираются на доске.
Вопрос № 1
Какое уравнение соответствует окислительно-восстановительной реакции?
- CaCO 3 = CaO + CO 2
- BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
- Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
- Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3
Вопрос № 2
В уравнении реакции 2Al + 3Br 2 =2AlBr 3 коэффициент перед формулой восстановителя равен
Вопрос № 3
В уравнении реакции 5Сa + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O окислителем является
- Ca(NO 3) 2
- HNO 3
- H 2 O
Вопрос № 4
Какая из предложенных схем будет соответствовать восстановителю
- S 0 > S -2
- S +4 -> S +6
- S -2 > S -2
- S +6 -> S +4
Вопрос № 5
В уравнении реакции 2SO 2 + O 2 -> 2 SO 3 сера
- окисляется
- восстанавливается
- ни окисляется, ни восстанавливается
- и окисляется, и восстанавливается
Вопрос № 6
Какой элемент является восстановителем в уравнении реакции
2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2
- калий
- кислород
- водород
Вопрос № 7
Схема Br -1 -> Br +5 соответствует элементу
- окислителю
- восстановителю
- и окислителю, и восстановителю
Вопрос № 8
Соляная кислота является восстановителем в реакции
- PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
- Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
- PbО + 2HCl = PbCl 2 + H 2 О
- Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl+ CO 2 + H 2 O
Ответы на вопросы теста .
номер вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8 ответ 3 1 3 2 1 3 2 1
Домашнее задание: параграф 5 упр. 6,7,8 стр. 22 (учебник).