Урок «Окислительно - восстановительные реакции»

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»

 

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