Окислительно восстановительные пеакции (ОВР).

Дата проведения______________

Класс 11

Матиев З.С

"Окислительно-восстановительные реакции»

Бударина Наталия Алексеевна, учитель химии

Цель урока:

углубление  знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.

Задачи урока:

 1) повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;

2) выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса;

3) показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.

Оборудование и реактивы:

раствор соляной кислоты и кусочки цинка, железные гвозди и раствор медного купороса, конц. серная кислота, перманганат калия, спирт, дихромат аммония;

инструкция “Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса”;

таблицы: “Окислители и восстановители”, «Разнообразие ОВР».

 

Тип урока: усвоение новых знаний с применением имеющихся знаний и умений с последующим обобщением и систематизацией.

 

Методы.

Словесные (беседа, объяснение).

Наглядные (инструкции, таблицы).

Практические (демонстрация и выполнение опытов).

 

Структура урока:

ü  Организационный момент

ü  Сообщение темы, постановка цели и задач урока

ü  Актуализация знаний

ü  Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности

ü  Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях

ü  Анализ и оценка итогов работы

ü  Определение и разъяснение д.з.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Сообщение темы, постановка цели и задач урока

3. Актуализация знаний.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоединении электронов.

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов. Таблица «Разнообразие ОВР»

4. Воспроизведение ранее полученных знаний и способов деятельности:

Повторение основных теоретических понятий темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы окисления и восстановления.

Вопросы на повторение и закрепление:

1. Определение ОВР

2. Сущность процесса окисления

3. Сущность процесса восстановления

4. Повторите алгоритм нахождения степени окисления  и найдите степень окисления в соединениях: серная кислота, перманганат калия, азотная кислота, хромат калия, бихромат калия

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса. (Приложение 1)

Работа у доски:

1.      Записать схему реакции:

Cu + HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

2. Определить, атомы, каких элементов изменяют степень окисления:

3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

4. Умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:

5. Перенести множители из электронных уравнений в молекулярное уравнение реакции:

6. Проверить выполнение закона сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, ввести новые или изменить полученные коэффициенты:

Вывод: Данным способом расстановки коэффициентов удобно пользоваться, если известны исходные вещества и продукты реакции, т.е. даны полные схемы реакций.

5.Оперирование знаниями, овладение способами деятельности в новых условиях

 Расставьте коэффициенты с помощью  метода электронного баланса (используйте алгоритм):

 

1)      KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

S⁺⁴  – 2e  ®  S⁺⁶       5    восстановитель

    Окисление

Mn⁺⁷ +5e ® Mn⁺²    2       окислитель

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ +  3H₂O

 

2)      NH₃ +O₂ ® NO + H₂O

N^-3 – 5e ® N⁺²       4    восстановитель

   Окисление

O₂⁰ +4e ® 2O^-2      5   окислитель

Восстановление

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O

 

3)      Cr(OH)₃ + H₂O₂ + KOH ® K₂CrO₄ + H₂O

Cr⁺³ – 3e ® Cr⁺⁶      2    восстановитель

    Окисление

2O^-1 +2e ® 2O^-2      3   окислитель

Восстановление

2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4KOH =  2 K₂CrO₄ + 8H₂O

 

 

 

4)      K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

S⁺⁴– 2e ® S⁺⁶          6   3    восстановитель

    Окисление

2Cr⁺⁶ +6e ® 2Cr⁺³ 2   1   окислитель

Восстановление

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

 

Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах, когда известны все исходные вещества и продукты реакции. Этот метод хорошо знают и используют все учащиеся при расстановке коэффициентов. И данным методом действительно удобно пользоваться и в неорганической и органической химии, конечно, если даны полные схемы реакций.

 

Домашнее задание:

 Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций.

1) Na + HNO₃ ® NaNO₃ + N₂O + H₂O

2) K₂FeO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O + O₂

3) H₂O₂ + KMnO₄ + HNO₃ ® Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O + O₂

  4) Ti₂(SO₄)₃ + KClO₃ + H₂O ® TiOSO₄ + KCl + H₂SO₄

5) Mn₃O₄ + KClO₃ + K₂CO₃ ® K₂MnO₄ + KCl + CO₂

6) Na₂S₄O₆ + KMnO₄ + HNO₃ ®Na₂SO₄ + H₂SO₄ + Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O

7) Cu₂S + O₂ + CaCO₃ ® CuO + CaSO₃ + CO₂

8) FeCl₂ + KMnO₄ + HCl ® FeCl₃ + Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

9) CuFeS₂ + HNO₃ ®Cu(NO₃)₂ + Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO + H₂O

10)KSCN + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + CO₂+ NO₂ + SO₂ + H₂O

 

Решение Д/З

1)     8 Na⁰ + 10 HN⁺⁵O₃ →8 Na⁺NO₃ + N⁺¹₂O + 5 H₂O

Na⁰ - 1ē → Na⁺¹              8  восстановитель

2N⁺⁵ + 8ē → 2N⁺¹           1   окислитель

 

2)     4K₂Fe⁺⁶O^-2₄ + 10 H₂SO₄ → 2Fe⁺³₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 10 H₂O + 3O₂⁰

2Fe⁺⁶ + 6ē → 2Fe⁺³         4    2   окислитель

2O^-2 - 4ē → O⁰₂               6    3    восстановитель.

 

3)     5H₂O^-1₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 6HNO₃ → 2Mn⁺²(NO₃)₂ + 2KNO₃ + 8H₂O + 5O⁰₂

2O^-1 - 2ē  → O⁰₂            5      восстановитель

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²        2       окислитель.

 

4)     3Ti⁺³₂(SO₄)₃ + KCl⁺⁵O₃ + 3H₂O → 6Ti⁺⁴OSO₄ + KCl^-1 + 3H₂SO₄

2Ti⁺³ - 2ē → 2Ti⁺⁴              6      3      восстановитель

Cl⁺⁵ + 6ē → Cl^-1                  2      1     окислитель.

 

5)     3Mn^{+8 / 3}₃O₄ + 5KCl⁺⁵O₃ + 9K₂CO₃ → 9K₂Mn⁺⁶O₄ + 5KCl^-1 + 9CO₂

3Mn^{+8/ 3} - 10ē → 3Mn⁺⁶      6      3     восстановитель

Cl⁺⁵ + 6ē → Cl^-1                 10     5    окислитель.

 

6)     5Na₂S₄^{+10/  4}O₆ + 14KMn⁺⁷O₄ + 42HNO₃ → 5Na₂S⁺⁶O₄ + 15H₂SO₄ + 14Mn⁺²(NO₃)₂ +     14KNO₃+   6H₂O

4S^{+10 / 4} - 14ē → 4S⁺⁶        5           восстановитель

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²          14         окислитель.

 

7)     Cu⁺¹₂S^-2 + 2O₂⁰ + CaCO₃ → 2Cu⁺²O^-2 + CaS⁺⁴O₃ +CO₂

2Cu⁺¹ - 2ē → 2Cu⁺²     -8ē      4         1     восстановители  или    Cu₂S⁰ - 8ē → 2Cu⁺² + S⁺⁴

S^-2 - 6ē → S⁺⁴

O₂⁰ + 4ē → 2O^-2                     8           2      окислитель.

 

8)     5Fe⁺²Cl^-1₂ + 3KMn⁺⁷O₄ + 24HCl → 5Fe⁺³Cl₃ + 5Cl₂⁰ + 3Mn⁺²Cl₂ 3KCl + 12H₂O

Fe⁺² - 1ē → Fe⁺³           -3ē         5   восстановители  или   FeCl⁰₂ - 3ē → Fe⁺³ + Cl₂⁰

2Cl^-1 - 2ē → Cl₂⁰

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²                      3          окислитель.                         

 

9)     3CuFe⁺²S₂^-2 + 32HN⁺⁵O₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 3Fe⁺³(NO₃)₃ + 6H₂S⁺⁶O₄ + 17N⁺²O + 10H₂O

Fe⁺² - 1ē → Fe⁺³        -17ē                 3        восстановители

2S^-2 -16ē → 2S⁺⁶  

N⁺⁵ + 3ē → N⁺²                                17          окислитель.  

Или

3Cu⁺¹Fe⁺³S₂^-2 + 32HN⁺⁵O₃ ®3Cu⁺²(NO₃)₂ + 3Fe⁺³(NO₃)₃ + 6H₂S⁺⁶O₄ + 17N⁺²O + 10H₂O

восстановитель Cu⁺¹ -1ē → Cu⁺²              1               окисление

восстановитель 2S^-2 - 16ē → 2S⁺⁶                            окисление

       окислитель N⁺⁵ +3ē → N⁺²              17      восстановление

 

Или

CuFeS₂⁰- 17ē → Cu⁺²+ Fe⁺³+ 2S⁺⁶

10) 6KS^-2CN^-3  + 13K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 55H₂SO₄ →13Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 16K₂SO₄ + 6CO₂ + 6N⁺⁴O₂ + 

+ 6S⁺⁴O₂+55H₂O

S^-2 - 6ē → S⁺⁴                 -13ē         6         восстановители 

N^-3 - 7ē → N⁺⁴          

2Cr⁺⁶ + 6ē  → 2Cr⁺³                     13         окислитель.

ИЛИ

KSCN -13ē → K⁺¹ + S⁺⁴ + C⁺⁴ + N⁺⁴

ИЛИ

SCN^–   -13ē →  S⁺⁴ + C⁺⁴ + N⁺⁴

Приложение №1.

Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса

1. Составить схему реакции.
2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Помните!       1.Степень окисления простых веществ равна  0;

                         2.Степень окисления металлов в соединениях равна             

                            номеру группы этих металлов (для I-III группы).

                         3.Степень окисления атома кислорода  в

                                     соединениях обычно равна   - 2, кроме H₂O₂ ^-1  и ОF_2.

                        4. Степень окисления атома водорода  в

                            соединениях обычно равна   +1,  кроме МеH (гидриды).

                        5.Алгебраическая сумма степеней окисления 

                            элементов  в соединениях  равна  0. 

 

3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
4. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются.
5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)
7. Определить восстановитель и окислитель.
8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
11. Проверить уравнение реакции.

 

Приложение №2.

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители	Окислители
Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода(II) H2S, SO2,  H2SO3 и её соли HJ,HBr,HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3   HNO2-азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II)   Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе	Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон,     О2 H2SO4( конц.), H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ ) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

 

 

 

 

 

                                                  Саиостоятельная работа

Вариант 1

1. Проставьте степень окисления элементов в соединениях, формулы которых IBr, TeCl₄, SeF_e, NF₃, CS₂.

2. В следующих схемах реакций укажите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1)  F₂ + Хе → XeF₆        3) Na + Br₂ → NaBr

2)  S + H₂ → H₂S          4) N₂ + Mg → Mg₃N₂

 

Вариант 2.

1.Проставьте степень окисления элементов в соединениях: H₂SО₄, HCN, HNО₂, РС1₃

2. Допишите уравнения реакций окисления-восстановления:

1)  CI₂ + Fe →                2) F₂ + I₂ →                   3) Ca + С  →                         4) С + H₂ →

Укажите степени окисления элементов в полученных продуктах.

 

Вариант 3.

1. Проставьте степень окисления в соединениях, формулы которых XeF₄, CC1₄, РС1_б, SnS₂.

2. Напишите уравнения реакций: а) растворения магния в растворе серной кислоты; б) взаимодействия раствора бромида натрия с хлором. Какой элемент окисляется и какой восстанавливается?

 

Вариант 4.

1. Составьте формулы следующих соединений: а) нитрида лития (соединения лития с азотом); б) сульфида алюминия (соеди­нения алюминия с серой); в) фторида фосфора, в которых электро­положительный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида магния с бромом; б) растворения магния в растворе бромоводородной кислоты. Укажите, что в каждом случае является окислителем и что — восстановителем.

 

Вариант 5.

1.Составьте формулы следующих соединений: а) фтора с ксеноном; б) бериллия с углеродом, в которых электроположительный элемент проявляет максимальную степень окисления.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:

1) KI + Cu(NО₃)₂ → CuI + I₂ + KNО₃

2) MnS + HNО₃ (конц.) → MnSО₄ + NО₂ + H₂О

 

Вариант 6.

1. Проставьте степени окисления каждого элемента в соединениях, формулы которых Na₂SО₃, КСЮ₃, NaCIO, Na₂CrО₄, NН₄СlO₄, BaMnО₄.

2. Напишите уравнения реакций: а) иодида лития с хлором; б) лития с соляной кислотой. Проставьте степени окисления всех элементов и коэффициенты по методу электронного баланса.

 

Вариант 7.

1. Вычислите степени окисления марганца, хрома и азота в соединениях, формулы которых КMnO₄, Na₂Cr₂О₇, NH₄NО₃.

2. Проставьте степени окисления каждого элемента и рас­ставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса в следующих схемах:

1)  Fe + FeВr₃ → FeBr₂

2)  H₂SО₃ + I₂ + H₂О → H₂SО₄ + HI

 

Вариант 8.

1. Какова степень окисления углерода в оксиде углерода (IV) и изменяется ли она при взаимодействии углекислого газа с водой с образованием угольной кислоты?

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах:

1)  NH₃ + SO₂ → N₂ + S + H₂О

2)  H₂S + H₂О₂ → H₂SО₄ + H₂О

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

             Приложение 3

 

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители	Окислители
Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода(II) H2S, SO2,  H2SO3 и её соли HJ,HBr,HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3   HNO2-азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II)   Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе	Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон,     О2 H2SO4( конц.), H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ ) FeCl3 Гипохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

   

 Восстановленные формы некоторых окислителей:

 

KMnO₄  (перманганат-ион)                                     Na₂Cr₂O₇ (дихромат-ион)                                      

MnO₄^-→Mn⁺²  (среда кислотная)                                   Cr₂O₇^2-→ Cr⁺³  (среда кислотная)                                                                              

MnO₄^-→ MnO₂ (среда нейтральная)                        Na₂CrO₄ (дихромат-ион)                                     

MnO₄^-→ MnO₄^2- (среда щелочная)                          CrO₄^2-→ [Cr(ОН)₆]^3- (среда щелочная)

 

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода:
как окислитель:	как восстановитель:
Н2О2 + 2Н+ + 2е = 2 Н2О,	1) в кислотной среде:                                                                               Н2О2 – 2e = O2 + 2H+;
	2) щелочной среде:                                                                                                                                                   Н2О2 + 2ОН- – 2e = O2 + 2 Н2О