Урок химии в 11 классе. «_____»________________ 20 ____ г.
Окислительно- восстановительные реакции.
Цель. Систематизировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях.
Задачи:
Образовательные: дать представление о методе электронного баланса в составлении ОВР; закрепить понятия «степень окисления», «окислитель», «восстановитель». Развивающие:совершенствовать умение отражать сущность ОВР методом электронного баланса, закрепляя понятия процессов окисления и восстановления; содействовать развитию химически грамотной речи учащихся; развитие мыслительных процессов (анализ, синтез, сравнение, обобщение, классификация).
Воспитательные:воспитывать умения организовать свой учебный труд, соблюдать правила работы в коллективе
Ход урока.
Орг. момент.
Повторение изученного материала.
Тестовая работа.
Слабый электролит:
Гидроксид лития 3) угольная кислота
Азотная кислота 4) хлорид цинка
Ионы, которые могут существовать в растворе.
Ag+, NO3-, Ba2+, Cl- 3) K+, Cl-, Ca2+, NO3-
H+, Na+, Cl-, CO32- 4) H+, OH -, Mg2+, SO32-
Только катионы калия и фосфат-анионы образуются при диссоциации вещества, формула которого:
КНРО4 2) Са3(РО4)2 3) КН2РО4 4) К3РО4
К электролитам относится каждое из веществ, формулы которых:
1)N2O, KOH, Na2CO3 3) Ba(OH)2, NH3∙ H2O, H2SiO3
2) Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4 4) CaCl2, Cu(OH)2, SO2
При диссоциации сульфида натрия образуются ионы:
Na+и HS- 3) Na+и S2-
Na+и SO32- 4) Na+и SO42-
Наибольшее количество ионов образуется при электролитической диссоциации 1 моль
хлорида калия 3) нитрата железа (III)
сульфата алюминия 4) карбоната натрия
Нерастворимая соль образуется при взаимодействии веществ, формулы которых:
NaOH(р-р) и H3PO4(р-р) 3) HNO3(р-р)и Al2O3
Ca(OH)2 (р-р)иK3PO4 (р-р) 4) CuCl2(р-р) и Ca(OH)2(р-р)
Заполните таблицу «Гидролиз солей»
SrCl2 |
Rb2SiO3 |
CoI2 |
BaBr2 |
Fe(NO3)2 |
|
Кислота |
|||||
Основание |
|||||
Среда соли |
Изучение новой темы.
Степень окисления – это условный, формальный заряд, который приписывают атомам в электронейтральной молекуле или многоатомном ионе.
Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие – переменные. Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
Степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю.
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю.
Сумма степеней окисления атомов многоатомного иона по знаку и величине равна заряду этого иона.
Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1); металлы главной подгруппы 2 группы, цинк и кадмий (+2); алюминий (+3).
У фтора степень окисления в соединениях равна -1.
Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов, где его степень окисления равна -1.
Степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF2 (+2).
Упражнения. Определите степени окисления элементов в соединениях.
CrCl3, Cl2O7, KCl, CH4, FeI2, SO2, NH3, NO2, IF7, PH3, Al2O3, Mg3N2, SiC, I3N, N2, F2O, SF6, SeO3, CO2, Cu2O, NF3, As2S5, PCl3, Si3N4, KClO, K2MnO4, KClO3, HIO4, K2SO4, NaClO2, NaAsO2, NH4Cl, Fe2(SO4)3, NaNO3, PClO3, Na4SiO4, K4P2O7, PbCrO4, NaBrO3, Fe(NO3)3, KMnO4.
Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления восстановления и, как правило, изменяются степени окисления элементов.
Лабораторный опыт.
Оборудование и реактивы. Пробирки, растворы соляной кислоты и карбоната натрия, металлический цинк.
Порядок выполнения опыта. В две пробирки наливают по 2 мл соляной кислоты. В первую добавляют 1 мл раствора карбоната натрия:
(Что наблюдаете?)
Во вторую пробирку бросают одну гранулу цинка:
(Что наблюдаете?)
Внешние признаки протекания реакций одинаковы – выделение газа. ( В чем их различие с точки зрения классификационных признаков?)
Если в реакции обмена ни один элемент не меняет степень своей окисления, то во втором примере степень окисления цинка изменяется от 0 до +2, а водорода от +1 до 0.
Процесс отдачи электронов молекулой, атомом, ионом называется окислением, например,Zn0 - 2ē → Zn2+
Процесс принятия электронов молекулой, атомом, ионом называется восстановлением, например, 2H+ + 2ē →H20
Восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая их, восстанавливается.
По окислительно-восстановительным свойствам вещества можно разделить на три группы:
Окислители. Неметаллы – простые вещества (Cl2, Br2, O2), кислородсодержащие кислоты и их соли (KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3), водород в степени окисления +1(преимущественно в растворах кислот, или воды), ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления.
Восстановители. Активные металлы, некоторые неметаллы (H2, C,P,Si), бескислородные кислоты и их соли, гидриды, содержащие ион Н-1, ионы металлов в низшей степени окисления(Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg2+).
Окислители – восстановители. Вещества. Которые в составе имеют элементы с промежуточной степенью окисления (HNO2), йод, пероксид водорода.
Восстановитель всегда повышает степень окисления.
Окислитель всегда понижает степень окисления.
Для нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР важно правильно уравнивать заряды левой и правой частей схемы электронного баланса. Если в ОВР участвуют простые вещества, молекулы которых образованы несколькими атомами (N2, H2,O2, Cl2, Br2), то в электронном балансе число приобретенных и отданных электронов рассчитывают с учетом числа атомов в молекуле.
P−3→P+5 Si+4→Si0 P0→P+5
Si−4→Si+4 Cl20→2Cl–1 2Cl–1→Cl20
Cl+5→Cl–1 Cl20 → 2Cl+5 S–2→ S+4
S–2→ S+6 S+6→ S–2 S–2→ S0
Fe0→ Fe+2 Fe0 → Fe+3 Fe+2→ Fe+3
Fe+3→Fe0
Метод электронного баланса.
Правила оформления уравнений ОВР методом электронного баланса.
Пример 1. Расставьте коэффициенты в реакции, схема которой Al+C→Al4C3, методом электронного баланса.
Определяют элементы, изменяющие степень окисления: Al0+C0→Al4+3C3-4
Составляют схемы окисления и восстановления.
Al0→Al+3, процесс окисления – схема 1.
C0→C-4 , процесс восстановления – схема 2.
Уравнивают заряды. В левой части схемы I заряд равен 0, в правой - +3, следовательно, из левой части отнимают 3 ē. В схеме II в левой части заряд равен 0, а в правой – (-4), поэтому в левую часть добавляют 4 ē.
Количество отданных и принятых электронов всегда одинаково, поэтому, чтобы сбалансировать, уравнять их, числа 3 и 4, называемые множителями, выносят за вертикальную черту, предварительно поменяв их местами:
Схема I: 4 Al0 - 3 ē→Al+3 число отданных электронов: 4•3ē=12 ē
Схема II: 3 C0 + 4 ē→C-4 число принятых электронов: 3•4 ē =12 ē
Определяют стехиометрические коэффициенты, которые будут стоять перед формулами веществ в молекулярном уравнении.
Подсчитывают число атомов Al0, для этого множитель 4 умножают на коэффициент, который стоит перед Al0, т.е. на единицу: 4 • 1 Al0 =4Al0. Эта запись показывает, что в реакцию вступают 4 атома алюминия.
Теперь множитель 4 умножают на коэффициент, стоящий перед Al+3, т.е. на единицу: 4•1 Al+3 = 4 Al+3. Эта запись показывает, что в результате реакции образуется 4 Al+3 в составе Al4+3C3-4.
Такие же действия производятся и в схеме II: 3•1С0 = 3C0; 3•1C-4 =3C-4 в составе Al4+3C3-4.
Итоговое молекулярное уравнение4Al0+3C0→Al4+3C3-4.
Упражнения. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Определите окислитель и восстановитель.
NH3 + O2→NO +H2O
Zn +H2SO4→ZnSO4 + H2S + H2O
H2S + HClO3→ S + HCl + H2O
HI + H2SO4→S + I2 + H2O
H2SO4 + Zn →ZnSO4 + H2S + H2O
C+ KNO3→ K2CO3 + CO2 + N2
Домашнее задание.§19 упр.1,3 стр. 163