Урок теме окислительно восстановительные реакции. Конспект урока по химии "окислительно-восстановительные реакции". VI. Значение ОВР

Тема:

8 класс

Цели урока:

Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окислений элементов – окислительно-восстановительными реакциями, охарактеризовать единство и непрерывность процессов окисления и восстановления, систематизировать знания о типах химических реакций, о степени окисления химических элементов.

Тип урока: комбинированный (урок + презентация).

Задачи урока:

Образовательная – рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления. Научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Воспитательная - п родолжить развитие логического мышления, умения наблюдать, анализировать, сравнивать, находить причинно-следственные связи, делать выводы. Формировать основы научного мировоззрения, совершенствовать трудовые навыки, культуру межличностных отношений, умение слушать друг друга, оценивать свою работу.

Методы обучения:

частично-поисковый – самостоятельная работа в группах, беседа с целью ответа на поставленные проблемные вопросы, фронтальный опрос. Урок включает в себя элементы ИКТ (на протяжение всего урока используется презентация).

Контроль: оценочно-стимулирующий – тестирование.

Ход урока:

I . Организационный момент, актуализация знаний.

Проверка домашнего задания. Фронтальный опрос.

Даны вещества:

NaOH, MgCl 2 , K 2 CO 3 , AlCl 3 , H 3 PO 4 , K 2 SO 4 , HNO 3 , CuSO 4 , Zn(NO 3 ) 2 .

В формулах этих веществ определите:

а) заряды ионов;

б) степени окисления всех химических элементов, входящих в состав.

Вещество

Заряд ионов

Степень окисления элементов

NaOH

Na + , OH -

1 -2 +1

Na O H

MgCl 2

Mg 2+ , 2 Cl -

2 -1

Mg Cl 2

K 2 CO 3

2 K + , CO 3 2-

1 +4 -2

K 2 C O 3

AlCl 3

Al 3+ , 3 Cl 1-

3+ -1

Al Cl 3

H 3 PO 4

3 H + , PO 4 3-

1 +5 -2

H 3 P O 4

K 2 SO 4

2 K 1+ , SO 4 2-

1 +6 -2

K 2 S O 4

HNO 3

H 1+ , NO 3 1-

1 +5 -2

H N O 3

CuSO 4

Cu 2+ , SO 4 2-

2 +6 -2

Cu S O 4

Zn(NO 3 ) 2

Zn 2+ , 2 NO 3 1-

2 +5 -2

Zn (N O 3 ) 2

II . Изучение нового материала.

1. Слайд 2. Понятие ОВР.

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

В этой реакции степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились.

1-1 0 +2 -1 0

2 HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2

А в этой реакции – взаимодействие соляной кислоты с цинком – атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк – с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону

1 0

2 H + 2ē → H 2

А каждый атом цинка – отдал два эектрона

0 +2

Zn - 2ē → Zn

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

2. Слайды 3-4. Историческая справка.

Издавна ученые полагали, что окисление - это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление - его приобретение. Но, после создания А.Лавуазье в 1777г. кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением - их превращения. под действием водорода. Тем не менее, в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2

- простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель - ион водорода - протон H + , а железо выступает в роли восстановителя. В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л.В.Писаржевским в 1914 г., окисление - процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

0 0 +2 -1

Zn + Cl 2 → ZnCl 2

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

3. Слайды 5-7. Восстановление.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

0 -1

Cl + 1ē → Cl

атом хлора хлорид-ион

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

+2 0

Cu + 2ē → Cu

ион меди (II ) атом меди

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

+3 +2

Fe + 1ē → F е

ион железа (IV ) ион железа (II )

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

4. Слайды 8-11. Окисление. Единство двух процессов.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

0 +1

Na - 1ē → Na

атом натрия ион натрия

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

-1 0

Cl - 1ē → Cl

хлорид ион атом хлора

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

+1 +2

Cu - 1ē → Cu

ион меди (I ) ион меди (II )

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

5. Слайды 12-17. Электронный баланс.

Суть метода электронного баланса заключается в следующем:

- подсчет изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции;

- элементы, степень окисления которых в результате происшедшей реакции не изменяется – не принимаются во внимание;

- из остальных элементов, степень окисления которых изменилась – составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов;

- для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное;

- найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

Визуально алгоритм решения задачи с помощью метода электронного баланса выглядит следующим образом:

подсчитать степень окисления каждого элемента → записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления → выделить элементы, степень окисления которых изменилась → составить электронный баланс → найти наименьшее общее кратное → вставить в уравнение найденные коэффициенты.

6. Слайд 19. Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизни на Земле. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений и нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах и аккумуляторах. Они широко используются в мероприятиях по охране природы.

III . Закрепление материала.

Фронтальный опрос, тест, домашнее задание.

I вариант

II вариант

1

К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой:

А) N 2 + 3Н 2 = 2 N Н 3

Б) Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2

В ) MgCO 3 = MgO + CO 2

Г ) 2CuO = 2Cu + O 2

К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой:

А ) H 2 O + CaO = Ca(OH) 2

Б ) H 2 O + N 2 O 5 = 2HNO 3

В ) Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Г ) CuO + H 2 = Cu + H 2 O

2

В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1

А) NF 3 Б) Cl 2 O 3

В) NH 3 Г) AlCl 3

В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2

А) NF 3 Б) Cl 2 O 3

В) NH 3 Г) AlCl 3

3

Схема Na 0 → Na +1 отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

Схема С l 0 → С l -1 отражает процесс:

А) окисления

Б) восстановления
В) нейтрализации

Г) диссоциации

4

Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра:

А) уменьшаются

Б) усиливаются

В) изменяются периодически

Г) не изменяются

На дом: § 43 учебника, упр. 1,3,7,8.

Литература:

О.С.Габриелян. Химия. 8 класс. М.Дрофа.2013.

О.С.Габриелян, И.П.Воскобойникова, А.В.Яшукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М. Дрофа. 2012.

МОУ «Средняя общеобразовательная школа №9 с углубленным изучением английского языка» Ново – Савиновского района г. Казани

Конспект урока по химии
в 9 классе

«Составление уравнений

Работу выполнила

учитель химии и естествознания

Чекункова Елена Владимировна

Казань, 2011

Конспект урока по химии в 9 классе

Тема урока: « Составление уравнений

окислительно – восстановительных реакций»

Цель урока: продолжить формирование понятий «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окислительно – восстановительные реакции», «метод электронного баланса»; познакомить учащихся с заданиями ГИА и ЕГЭ, рассматривающих данные вопросы; познакомить учащихся с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.

Образовательные задачи:

- повторить основные понятия об окислении и восстановлении, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций;
- выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса .

Развивающие задачи :

Способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
- способствовать развитию речи учащихся;

- формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме;
- способствовать овладению учащимися всеми видами памяти.

Воспитательные задачи:

Воспитание осознанной потребности в знаниях;
- совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива, делать самостоятельные выводы;
- развитие любознательности.

Тип урока: комбинированный (словесно – наглядно – практический).

Место данного урока в теме: второй урок в теме «Окислительно-восстановительные реакции» в разделе «Химия в задачах» при изучении элективного курса «Химия-9».

Методическое оснащение урока:

1. Материально-техническая база:

- кабинет химии, персональный компьютер, медиапроектор.

2. Дидактическое обеспечение:

- рабочая тетрадь учащихся;

- презентация в Power Point ;

- материалы для контроля знаний учащихся.

План урока:

Актуализация знаний;

Объяснение новой темы;

Закрепление изученного материала;

Запись домашнего задания.

Ход урока:

1 . Актуализация знаний.

1.1 Беседа по материалам прошлого урока.

Вопросы к беседе:

Какие реакции называются окислительно- восстановительными? (идущие с изменением степеней окисления атомов);

Что такое окисление? (процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой);

Какой процесс называется восстановлением? (процесс принятия электронов атомом, ионом или молекулой);

Как называются вещества, отдающие электроны? (…восстановителями);

Как называются вещества, принимающие электроны? (…окислителями);

Что такое «степень окисления»? (СЭ – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов);

Что происходит со степенью окисления элемента в процессе

его восстановления? (степень окисления понижается);

8)Что происходит со степенью окисления элемента в процессе

его окисления? (степень окисления повышается);

9)Как классифицируются ОВР? (ОВР бывают внутримолекулярные, межмолекулярные, реакции диспропорционирования);

10) Какой элемент в ПС является самым сильным окислителем?, восстановителем? (фтор; франций);

11) Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления и какие конкретно? (щелочные металлы+1; щелочноземельные металлы+2; цинк+2; алюминий+3);

12) Приведите примеры соединений, содержащих в своем составе атомы серы, которые будут проявлять: а) только окислительные, б) только восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные свойства? (H 2 SO 4 ; H 2 S ; H 2 SO 3 ) .

Учитель: окислительно-восстановительные реакции и вся теория, которую мы с вами повторили и обобщили, имеют место в заданиях ГИА (В3) и ЕГЭ(А27, В2, С1). Давайте решим сначала задания из ГИА, а затем перейдем к заданиям ЕГЭ, и вы убедитесь, что теоретическая основа, которую мы с вами закладываем на наших уроках сейчас, помогут вам в будущем ответить на вопросы изучаемой темы при сдаче ЕГЭ.

Итак, внимание на экран: работа с заданиями слайдов 7 – 12.

Используются задания из вариантов ГИА и ЕГЭ, разработанных сотрудниками ФИПИ.

Ответьте, пожалуйста, на следующий вопрос: какой элемент по окислительным свойствам стоит на втором месте после фтора? (Ответ учащихся: кислород, и далее, галогены. Причем, окислительные свойства галогенов уменьшаются от хлора к иоду).

Важно так же знать, что помимо кислорода сильными окислительными свойствами обладают соединения, в которых есть кислород. Мы с вами сегодня знакомимся с сильнейшим окислителем – перманганатом калия, формула которого… KMnO 4

Объяснение нового материала.

Перманганат калия является сильным окислителем за счет иона MnO 4 2- , в котором марганец находится в высшей степени окисления +7. Именно поэтому марганец может только восстанавливаться в результате ОВР. И восстанавливаться до конкретных продуктов. (слайд 14)

Наша с вами задача сегодня научиться предугадывать продукты ОВР, в которых принимает участие KMnO 4 .

Рассмотрим сначала восстановление перманганата калия в кислой среде.

(слайд 15)

KMnO 4 + KI + H 2 SO 4

Существует алгоритм по составлению таких реакций. Давайте им воспользуемся…

Сначала проставляют степени окисления элементов:

KMn +7 O 4 + KI -1 + H 2 S +6 O 4

Затем рассуждают, какие элементы и как будут изменять степень окисления. Воспользуемся схемой. Так как реакция протекает в кислой среде, ион MnO 4 2- будет переходить в ион Mn 2+ , понижая степень окисления. Значит, нужно найти элемент, который способен повысить степень окисления. Таким ионом является ион I - .

Mn +7 + 5e- Mn +2 2 пр . восст . окислитель

2I -1 - 2e- I 2 0 5 пр . окисл . восст-ль

Составляем электронный баланс. И далее записываем продукты данной реакции и расставляем коэффициенты. Напоминаю вам о том, что стехиометрические коэффициенты, которые вы получили в электронном балансе, должны иметь место в реакции! (в презентации обозначены красным и зеленым цветами).

2 KMnO 4 + 10 KI + 8 H 2 SO 4 2 MnSO 4 + 5 I 2 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O 4 + KNO 2 + H 2 SO 4

Учащиеся на доске и в тетрадях пишут уравнение реакции и самостоятельно расставляют коэффициенты методом электронного баланса.

А теперь, ребята, когда теоретический материал позади, давайте включим в работу визуальную память. Для этого я вам предлагаю посмотреть реакции восстановления перманганата калия в различных средах.

Учитель демонстрирует реакции взаимодействия растворов KMnO 4 и K 2 SO 3 в нейтральной, кислой и щелочной средах.

Итоги и выводы.

Мы познакомились с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций в различных средах.

Вспомнили, как расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Научились записывать продукты окислительно-восстановительных реакций с участием перманганата калия.

Задание на дом.

Допишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса:

KMnO 4 + HBr

Список использованных источников:

Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. – 4-е изд.,испр. и доп. – М.:ООО «Издательство Новая волна»,2004.-480 с.

Общая химия: Учебник/Под ред. Е.М.Соколовской и Л.С.Гузея. -3-е изд., перераб. и доп. – М.: Изд-во Московского университета, 1989. – 640 с.

ГИА 2011. Химия. 9 класс. Государственная итоговая аттестация (в новой форме). Типовые тестовые задания/А.С.Корощенко, Ю.Н.Медведев. –М.:Издательство «Экзамен», 2011. – 94 с.

ЕГЭ – 2011. Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов/под. ред. А.А Кавериной. – М.: Национальное образование, 2011. – 368 с. – (ЕГЭ – 2011. ФИПИ – школе).

Размер: px

Начинать показ со страницы:

Транскрипт

1 Опорный конспект. Тема «Окислительно восстановительные реакции ОВР» Окислительновосстановительныминазываются реакции, обусловленные перераспределением электронов между взаимодействующими химическими частицами, в результате которых изменяются степени окисления включенных в их состав атомов. Степень окисления элемента в соединении это: А) условный заряд, приписываемый атому при допущении, что все связи построены по ионному типу; Б) заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами, были бы смещены к более электроотрицательному атому.!!! Значение степени окисления ставится над символом химического элемента. Правила определения степеней окисления: 1) Сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю (принцип электронейтральности). 2) Сумма степеней окисления элементов в ионе равна заряду иона. 3) Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. 4) Степень окисления однозарядного иона равна заряду иона. 5) Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием степень окисления водорода равна 1. 6) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления 2. В пероксидах его степень окисления равна 1 (H 2 O 2, Na 2 O 2), в соединении с фтором (+2) OF 2,в супероксидах (1/2), в озонидах (1/3). 7) Высшая (положительная) степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой расположен элемент. Исключения: элементы 1Б группы (Cu, Ag, Au) и VIII Б группы (кроме осмия), кислород, фтор. 8) Низшая (отрицательная) степень окисления характерна для неметаллов и равна номеру группы периодической системы минус 8. К ОВР относятся реакции: *замещения, *соединения, *разложения. Различают следующие типы ОВР: *межмолекулярные изменяются степени окисления атомов, находящихся в разных молекулах, *внутримолекулярные окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе (чаще всего это реакции термического разложения), *диспропорционирования (дисмутации) или самоокисления самовосстановления функции окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента в соединении.

2 Упражнение 1. Определите степени окисления элементов в соединениях: ФОСФОРА: НРО 3, Н 3 РО 3, Н 3 РО 4, Н 4 Р 2 О 7, Са 3 (РО 4) 2, РН 3, РН 4 +, РО 3. СЕРЫ: H 2 S, FeS, FeS 2, As 2 S 3, H 2 SO 3, H 2 SO 4, Na 2 S 2 O 3, SO 4, Ag 2 S, H 2 SO 5, SO 2, K 2 SO 3. АЗОТА: N 2 O, NO 2, N 2, NH 3, Ca 3 N 2, N 2 H 4, NH 4 NO 3, CH 3 NH 2, C 6 H 5 NO 2, C 6 H 5 NH 2, NO 2 NO 3. КИСЛОРОДА: К 2 О, КО 3, Н 2 О 2, О 3, О 2, ОF 2. УГЛЕРОДА: СО, СО 2, СН 4, СН 3 СООН, С 2 Н 5 ОН, СН 3 СОСН 3, НСО 3 Н2СО 3, СН 2 О. МАРГАНЦА: MnSO 4, MnO 2, K 2 MnO 4, KMnO 4, Mn 2 O 7, MnO 4. ХРОМА: Cr 2 O 3, K 2 Cr 2 O 7, K 2 CrO 4, Na 2 CrO 2, Na 3 , Cr 2 (SO 4) 3. Упражнение 2. Какие из перечисленных явлений представляют собой окислительно восстановительный процесс? Вариант 1 Вариант 2 Вариант 3 1 Почернение серебряных предметов Образование озона в воздухе при грозе Перевод негашеной извести в гашеную 2 Ржавление железа во влажном воздухе Синтез аммиака Электролиз расплава поваренной соли 3 Сгорание бензина в двигателе Горение древесины Поглощение влаги Р 2 О 5 4 Выделение газа при прокаливании мела 5 Выделение газа при растворении цинка в соляной кислоте Скисание молока Улетучивание газообразных продуктов при прокаливании нашатыря Разогревание раствора при разбавлении серной кислоты Горение свечи Любая ОВР двусторонний процесс, состоящий из полуреакций окисления и восстановления. Восстановитель (е) степень окисления увеличивается. («Отдал электрон, Обзавелся кислородом, Окислился») Окислитель (+е) степень окисления уменьшается. (Взял, Восстановился) // Восстановитель это тот, Кто электроны отдает, Сам отдает грабителю Злодеюокислителю//. При составлении уравнений ОВР необходимо соблюдение двух важнейших правил:

3 1. Правило электронного баланса: Число электронов, отданных вокислительнойполуреакции, должно быть равно числу электронов, принимаемых в полуреакции восстановления. 2. Правило постоянства суммы зарядов: Сумма всех зарядов в левой части уравнения равна сумме всех зарядов в правой части уравнения. В настоящее время чаще всего используется 2 метода нахождения стехиометрических коэффициентов: 1. Метод электронного баланса. Используется для описания гетерогенных процессов. 2. Метод полуреакций или ионно электронный метод. Используется для описания реакций, протекающих в водных растворах, где совмещаются процессы перноса электронов и ионный обмен. Второй метод имеет ряд неоспоримых достоинств: * Нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов, что особенно существенно в случае реакций, протекающих с участием органических веществ. * Продукты реакции легко определяются в процессе уравнивания. * Формулы воды, кислоты или щелочи указывают среду и даны для правильного определения продуктов реакции. В процессе уравнивания они могут переходить из одной части уравнения в другую и даже исчезать. Следует отметить, что для успешного протекания ОВР часто приходится регулировать рн среды. В этом случае в окислительно восстановительные пары реагирующих веществ вводят вспомогательные вещества, создающие необходимую среду: для рн 7 серную кислоту, для рн 7 гидроксиды натрия или калия. В водных растворах в окислительно восстановительных процессах активное участие принимают ионы воды: Н + и ОН Запомните следующие правила: *Восстановление: На один атом кислорода, уходящего из частицы окислителя, в кислой среде затрачивается два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной среде затрачивается одна молекула воды и образуется два иона ОН. *Окисление: На один атом кислорода, присоединяющегося к частице восстановителя, затрачивается в кислой и нейтральной среде одна молекула воды и образуется два иона Н +; в щелочной среде затрачивается два иона ОН и образуется одна молекула воды. Например: Таблица 1. рн Восстановление Окисление < 7 MnO 4 + 8H + + 5e Mn H 2 O SO H 2 O 2e SO 4 + 2H + = 7 MnO 4 +2Н 2 О + 3e MnO 2 + 4ОН SO H 2 O 2e SO 4 + 2H +

4 > 7 MnO 4 + e MnO 4 SO 3 + 2OH 2e SO 4 + H 2 O Упражнение 3. Составьте уравнения полуреакций окисления или восстановления с учетом кислотности среды: Таблица 2. Кислая среда рн < 7 Нейтральная рн = 7 Щелочная рн > 7 1 NO 3 NO 2 NO 2 NO 3 CrO 2 CrO 4 2 MnO 4 Mn 2+ MnO 4 MnO 2 Al AlO 2 3 Cr 3+ Cr 2 O 7 SO 3 SO 4 NO 3 N 2 Упражнение 4. Составьте уравнения полуреакций восстановления нитратиона (NO 3) в кислой среде до: а) NО 2, б) NО, в) N 2 О, г) NН 4 +. Упражнение 5. Даны схемы переходов: 1) SO 2 S, 2) CaCO 3 Ca(HCO 3) 2, 3) Cr 2 O 3 CrO 3, 4) H 2 O 2 O 2, 5) Cr 2 O 7 CrO 4 Какому процессу соответствует каждый переход: а) окислительному, б) восстановительному, в) обменному? Алгоритм подбора коэффициентов в уравнениях реакций методом электронно ионного баланса рассмотрим на примере следующего уравнения химической реакции: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 1. Записать схемы двух неполных полуреакций: перехода окислителя в его восстановленную форму и восстановителя в его окисленную форму: Cr 2 O 7 Cr 3+ окислитель H 2 O 2 O 2 восстановитель 2. Подвести материальный баланс. Для этого уравнять число атомов всех элементов, кроме кислорода и водорода: Cr 2 O 7 2Cr 3+ H 2 O 2 O 2 После этого числа атомов кислорода и водорода уравнять в зависимости от среды, в которой протекает реакция. Cr 2 O H + 2Cr H 2 O H 2 O 2 O 2 + 2H + 3. Подвести баланс зарядов. Суммарный заряд слева и справа уравнивается прибавлением или вычитанием электронов в левой части схем. Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O H 2 O 2 2e O 2 + 2H + 4. К схемам полуреакций подобрать коэффициенты так, чтобы число отданных электронов было равно числу принятых. Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O 1 H 2 O 2 2e O 2 + 2H + 3

5 5. Сложить схемы полуреакций с учетом подобранных коэффициентов: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 + 6H + 6. Сократить «подобные» члены: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 7. К каждому иону подобрать противоионы в нужном количестве с учетом исходных веществ. Точно такие же ионы и в таком же количестве добавить в правую часть уравнения: Cr 2 O H + + 3H 2 O 2 2Cr H 2 O + 3O 2 2K + + 4SO 4 2K + + 4SO 4 8. Записать формулы веществ в молекулярной форме. В правой части уравнения прежде всего соединяются ионы, дающие малорастворимые или малодиссоциирующие вещества. Остальные ионы комбинируются произвольно 3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3O 2 + K 2 SO H 2 O Упражнение 6. Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций между перманганатом калия и сульфитом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах, используя приведенные в таблице 1 полуреакции окисления и восстановления. Переходные металлы в низшей степени окисления (ионы Sn 2+,Fe 2+, Cu +,Hg 2 2+ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления, например: 5FeCl 2 + KMnO HCl= 5 FeCl 3 + MnCl 2 + KCl + 4 H 2 O Упражнение 7. Допишите схемы аналогичных реакций; стехиометрические коэффициенты подберите ионноэлектронным методом. а) FeSO 4 + HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + б)sncl 2 + Cl 2 = SnCl 4 В кислой среде хромат переходит в дихромат: 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O Далее происходит восстановление дихромат иона до Cr 3+ : Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O Упражнение 8. Составьте уравнения окислительновосстановительных реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакций. а) K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O б) K 2 Cr 2 O 7 + KNO 2 + H 2 SO 4 = KNO 3 + в) К 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 = I 2 + В окислительновосстановительных реакциях пероксид водорода может быть как окислителем: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

6 H 2 O 2 + 2e 2OH, так и восстановителем: H 2 O 2 + 2OH 2e O 2 + 2H 2 O H 2 O 2 2e O 2 + 2H + Упражнение 9. Подберите методом электронноионных полуреакций стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих с участием пероксида водорода. Укажите, в каких из них пероксид водорода окислитель, а в каких восстановитель? а) H 2 O 2 + PbS = PbSO H 2 O б) H 2 O 2 + NiS + CH 3 COOH = S + Ni(CH 3 COO) 2 + H 2 O в) H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Очень сильным окислителем является персульфат аммония (NH 4) 2 S 2 О 8.При составлении уравнений можно считать, что персульфат разлагается, выделяя атомарный кислород, играющий роль окислителя: (NH 4) 2 S 2 О 8 + H 2 O = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + [ O] S 2 O 8 + 2e = 2SO 4 Упражнение 10. Методом полуреакций расставьте коэффициенты в следующих уравнениях окислительновосстановительного процесса с участием персульфата аммония, калия и натрия: а) (NH 4) 2 S 2 O 8 + Mn(NO 3) 2 + H 2 O = HMnO 4 + (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 б) K 2 S 2 O 8 + Mn(NO 3) 2 + H 2 O = HMnO 4 + HNO 3 + KHSO 4 в) Na 2 S 2 O 8 + CrCl 3 + NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 CrO 4 +? Эквивалентным числом окислителя (восстановителя) Zназывается такое его количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна молярной массе, деленной на эквивалентное число: Мэ(Х) = М(Х)/ Z, г/моль Упражнение 11. Вычислите эквивалентное число и молярную массу эквивалента серной кислоты в предлагаемых реакциях: а) Zn + H 2 SO 4 (разб.) = ZnSO 4 + Н 2 б) 2HBr + H 2 SO 4 (конц.) = Br 2 + SO H 2 O в) 8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O Упражнение 12. Предложены схемы окислительно восстановительных реакций. Методом ионно электронного баланса расставьте стехиометрические коэффициенты, рассчитайте эквивалентное число и молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя: 1. KMnO 4 + NO +H 2 SO 4 = HNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 +KNO 3 + H 2 O 2. PbO 2 + Cr(NO 3) 3 + H 2 O = Pb(NO 3) 2 + H 2 Cr 2 O 7 3. FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O 4. KNO 2 + K 2 CrO 4 + KOH + H 2 O = KNO 3 + K 3 5. KMnO 4 + P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4

7 6. KClO 3 + KJ + H 2 SO 4 = KCl + J 2 + K 2 SO 4 7. KMnO 4 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 8. KJ + H 2 SO 4 = J 2 + KHSO 4 + H 2 S + H 2 O 9. KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 10. Bi 2 (SO 4) 3 + Cl 2 + NaOH = NaBiO 3 + NaCl + H 2 O 11. K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O 12. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O 13. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O 14. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 15. Si + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 SiO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 16. KMnO 4 + KJ + H 2 SO 4 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + J 2 + H 2 O 17. Au + H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + SeO 2 + H 2 O 18. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO4 + S + H 2 O 19. MnO + PbO 2 + HNO 3 = HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O 20. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO 21. N 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = N 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 22. K 2 Cr 2 O 7 + HCl = KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O 23. NaH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 + H 2 O 24. NaAsO 2 + J 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + NaJ + H 2 O 25. NaBiO 3 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO4 + Bi 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 26. Na 2 FeO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 27. Zn + H 3 AsO 3 + HCl = ZnCl 2 + AsH 3 + H 2 O 28. MnO 2 + KNO 2 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + KNO 3 + H 2 O 29. KJO 3 + KJ + H 2 SO 4 = J 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 30. Br 2 + Cl 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O Константа равновесия ОВР помогает судить не только о направлении, но и о глубине протекания процесса. Для любых ОВР константа равновесия может быть вычислена, если известны окислительно восстановительные потенциалы полуреакций окисления и восстановления: lgk = (E 0 0 ox E red) 0,059 n, где К константа равновесия окислительно восстановительной реакции, Е 0 (ox) и Е 0 (red) нормальные потенциалы окислителя и восстановителя, n количество ионов, принимающих участие в полуреакциях окисления или восстановления (эквивалентное число). Зная константу равновесия, можно рассчитать полноту протекания реакции, не прибегая к эксперименту. Допустим, необходимо рассчитать глубину протекания реакции: Sn + Pb(CH 3 COO) 2 Pb + Sn(CH 3 COO) 2. Найдем в справочнике значения стандартных потенциалов полуреакций: E 0 (Pb/Pb 2+) = 0,126 B; E 0 (Sn/Sn 2+) = 0,136 B [ 0,126 (0,136)]2 0,059 lgk = 0, 339 K = / = 10 0,339 = 2,2

8 Это означает, что равновесие в рассматриваемой системе наступит тогда, когда концентрация ионов свинца в растворе будет в 2,2 раза меньше концентрации ионов олова. То есть на 1 моль ионов свинца должно приходиться 2,2 моль ионов олова. Следовательно, реакция протекает обратимо. (Sn 2) 2,2 100 (2,2 1) 69% Упражнение 13. Вычислите константу равновесия для реакции: 5FeCl 2 + KMnO 4 +4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3FeCl 3 + MnSO 4 + KCl + 4H 2 O, если стандартные потенциалы полуреакций равны: E 0 (MnO4 + 8H +) / (Mn H 2 O) = 1,52 B ; E 0 (Fe 2+ / Fe 3+) = 0,77 B. На величину константы равновесия большое влияние оказывает срeда реакции. Существует правило для создания реакционной среды, необходимой для оптимального течения процесса: Если в результате ОВР накапливаются катионы водорода, то создают щелочную среду, а если анионы гидроксила кислую. Упражнение 14. В какую сторону сместится равновесие при увеличении рн раствора: Na 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O Na 2 SO HBr 3 K 2 MnO H 2 O MnO 2 2KMnO KOH? Константа равновесия позволяет предсказать возможность растворения вещества. Рассмотрим, возможно ли растворение сульфида меди в азотной кислоте? 3CuS + 2 HNO HNO 3 3 S + 3 Cu(NO 3) NO + 4 H 2 O 3CuS + 2NO H + 3 S + 3 Cu NO + 4H 2 O E 0 1(NO 3 + 4H + / NO + 2H 2 O) = 0,96 B Вычислим окислительновосстановительный потенциал реакции (Е 0 2) CuS Cu 2+ + S, S 2e S. Е 0 2 = Е 0 (S /S) + 0,059/2 lg 1/, гдее 0 (S /S) = 0,51В При = 1 моль/л, концентрацию над осадком сульфида меди можно вычислить из величины произведения растворимости. ПР(CuS) = 3, следовательно, = ПР(CuS) / = 3, тогда Е 0 2 = 0,51 + 0,059/2 lg 1 / 3, = +0,63 В Число ионов, участвующих в окислительновосстановительной реакции равно 6, следовательно, Lg К = (0,96 0,63)6 / 0,059 = 33 и К = 33, то есть CuS хорошо растворим в азотной кислоте. Зависимость окислительновосстановительных потенциалов от рн среды можно рассчитать по формуле Нернста с учетом концентрации ионов водорода:

9 E E 0 0,059 [ Ox][ H ] lg n m, Где m коэффициeнт при концентрации ионов водорода в уравнении полуреакции, например: MnO 4 + 5e + 8 H + Mn 2+ 4 H 2 O; _ ,059 [ MnO4 ][ H ] E E (MnO4 / Mn) lg. 2 5 [ Mn ] Изменяя концентрацию ионов водорода, можно корректировать (уменьшать или увеличивать) окислительновосстановительный потенциал. Это дает возможность целенаправленно и селективно использовать тот или иной окислитель. Упражнение 15. Рассчитайте окислительновосстановительный потенциал системы SO 4 /SO 3, если раствор содержит 0,001 моль/л ионов SO 4, 0,05 моль/л ионов SO 3, 2,9 моль/л ионов водорода, а стандартный окислительновосстановительный потенциал системы H 2 SO 3 + H 2 O SO H + равен 0,20 В. Равновесие большинства окислительновосстановительных реакций можно смещать путем изменения рн среды. Особенно это касается реакций, у которых разница потенциалов окислителя и восстановителя невелика. Рассмотрим, например, возможно ли взаимодействие хлоридиона с дихроматионом в кислой среде? Для этого составим ионноэлектронные уравнения полуреакций: Сr 2 O H + + 6e 2 Cr H 2 O; E 0 = 1,33 B; Cl 2 + 2e 2 Cl ; E 0 = 1,36 B. Так как потенциал второй полуреакции выше, чем первой, в стандартных условиях в прямом направлении реакция не идет. Однако, если к одномолярному раствору дихромата калия добавить более концентрированный, чем 1 М, раствор соляной кислоты, начинается реакция выделения хлора: ,059 [ Cr2O7 ][ H ] E (Cr2O7[ / 2Cr) E (Cr2O7 / 2 Cr) lg [ Cr ] При концентрациях дихроматиона 1 моль/л, а концентрации соляной кислоты 3 моль/л получим следующее значение потенциала: ,059 3 E (Cr 2O7 / Cr) 1,33 lg 1,39 В. 6 1 Таким образом, увеличив концентрацию водородных ионов, удалось осуществить реакцию в нужном направлении. Найдите, какова концентрация ионов водорода в системе Сr 2 O H + + 6e 2 Cr H 2 O, если окислительновосстановительный потенциал равен 1,33, а концентрации дихромат и хром (3)ионов равны, соответственно, 1 и 10 6 моль/л?

10 Проверочные задания 1. Групповая самостоятельная работа 1. Даны элементарные ионы: F, H +, H, Cu +, Cu 2+, Fe 2+, S, S 2, Sn 2+, Mg 2+, Mn 2+, Cl. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 2. Данысоединения: NO 2, HNO 3, SO 2, H 2 S 2 O 7, MnO 2, HBrO, Cl 2 O 7, CrO 3, K 2 MnO 4, H 2 SO 5, H 2 O 2,NH 3, N 2 H 4, H 2, HI. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 3. Данысложныеионы: SO 4, NO 3, NO 2, NH 4 +, NO 2,ClO, ClO 4, MnO 4, MnO 4, AlH 4. Какие из них способны проявлять: а) только функцию окислителя; б) только функцию восстановителя; в) двойственную функцию? 4. Даны соединения: KClO 2, HCl, HNO 2, KNO 3, H 2 S, ClO 2, H 3 PO 3, H 3 PO 4, MnO 2, Br 2. Какие из них способны к реакциям диспропорционирования? 5.Даны неполные схемы полуреакций: * MnO 4.. = MnO 4 ; * Cr 2 O H + = 2Cr H 2 O; * 2NO H + = N 2 O + 5 H 2 O; * Pt 0 +..= Pt +4: * H 2 O OH = O H 2 O, * SO OH = SO 4 + H 2 O. Какой процесс, окисление или восстановление, отражает каждая схема? Укажите число отданных или принятых в каждой схеме электронов. 6. Даны схемы полуреакций. Определите тип процесса: окисление или восстановление. Допишите схемы реакций, если процесс протекает в кислой среде: * NO 3 NO; * SO 4 H 2 S; * MnO 2 MnO 4 ; * Cr 3+ Cr 2 O Используя метод полуреакций, допишите правые части уравнений окислительно восстановительных процессов: * КMnO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + * КMnO 4 + K 2 S + H 2 O K 2 SO 4 + * КMnO 4 + K 2 S + KOH K 2 SO 4 + * K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 +

11 3. Тестовые задания 1.Степень окисления атома в соединении это А)Число его валентных электронов, Б) Условный заряд при условии, что все связи ионные. В)Число электронов, недостающее до завершения внешнего слоя. Г)Число электронных пар, связывающих атом с соседними атомами. 2. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию окислителя? А) Н +, Б) Н, В)I, Г)Cu + 3. Какой из данных элементарных ионов способен проявлять только функцию восстановителя? А)Ca 2+, Б) Fe 2+, В) H +, Г) Au 4. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию окислителя? А)CrO 4, Б) NH + 4. В)AlH 4, Г)S 2 O 3 5. Какой из данных сложных ионов способен проявлять только функцию восстановителя? А) MnO 4, Б) PO 3 4, В) 4, Г) SiO 4 6. Какое из соединений обладают двойственной функцией? А) H 4 P 2 O 7, Б) NH 4 NO 3, В) Na 2 Cr 2 O 7, Г) KClO 4 7. Какое из приведенных соединений способно к реакции диспропорционирования? А) KClO 4, Б) Br 2, В) KMnO 4, Г) NH 3 8. В каком соединении хлор проявляет степень окисления +1? А)Cl 2 O, Б) CH 3 Cl, В) CaCl 2, Г) SOCl 2 9. В каком соединении степень окисления углерода равна нулю? А) CH 3 CH 2 OH, Б) CH 3 COOH, В) (CH 3) 2 CO, Г) CH 3 CH Среди данных процессов укажите окислительные процессы. А) H 2 O 2 H 2 O, Б)MnO 4 MnO 4, В) NH + 4 NO 3, Г)H 2 O 2 O Среди данных процессов укажите восстановительные процессы. А) H 2 O 2 H 2 O, Б)MnO 4 MnO 4, В) NH + 4 NO 3, Г)H 2 O 2 O Какие схемы не отражают протекание ОВР? А) Cr 2 O 7 + H 2 O 2CrO 4 + 2H +, Б)Zn + 2H + Zn 2+ + H 2, В) CO 3 + H 2 O +CO 2 2HCO 3, Г) Fe 2+ + NO 3 + 2H + Fe 3+ + NO 2 + H 2 O 13. Какие из процессов относятся к ОВР? А) Образование озона во время грозы, Б) Скисание молока, В) Обжиг пирита (FeS 2) при производстве серной кислоты, Г) Оседание взвешенных примесей при добавлении к сточным водам Al 2 (SO 4) В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме: MnO 4 MnO 2? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли 15. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме: MnO 4 Mn 2+? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли

12 16. В какой среде протекает процесс восстановления перманганат иона по схеме:mno 4 MnO 4? А) Кислой, Б) Щелочной, В) Нейтральной, Г) Среда не играет существенной роли 17. Какие вещества не могут выделяться при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами? А) NO 2, Б) H 2, В) N 2, Г) NO 18. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно восстановительном процессе, если продуктами реакции являютсямолекулярный кислород? А)Окислителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Растворителя 19. Какую функцию выполняет пероксид водорода в окислительно восстановительном процессе, если продуктами реакции являются вода? А)Растворителя, Б) Восстановителя, В) Реакционной среды, Г) Окислителя 20. Чему равен фактор эквивалентности химической частицы в процессеокисления? А) Наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов, Б) Величине, обратной числу отданных электронов, В) Величине, обратной числу принятых электронов, Г) Величине, обратной наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов. 21. Чему равен фактор эквивалентности химической частицы в процессе восстановления? А) Наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов, Б) Величине, обратной числу отданных электронов, В) Величине, обратной числу принятых электронов, Г) Величине, обратной наименьшему общему кратному для числа отданных и принятых электронов. 22. Как называются окислительно восстановительные реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента являются и окислителем, и восстановителем? А) Реакции самоокисления самовосстановления. Б) Реакции дисмутации. В) Внутримолекулярные реакции. Г) Реакции диспропорционирования. 23. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют внутримолекулярным окислительно восстановительным реакциям? А) NH 4 NO 3 N 2 O + H 2 O Б) Cl 2 + NaOH Na 2 ClO 3 + NaCl В) S + NaOH Na 2 SO 3 + Na 2 S Г) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O 24. Оцените правильность следующих суждений: 1) 1)Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1(кроме бора и кремния), с металлами, бором и кремнием степень окисления водорода равна 1. 2) Кислород в оксидах, как правило, имеет степень окисления 2. В пероксидах его степень окисления равна 1 (H 2 O 2, Na 2 O 2), в соединении с фтором (+2) OF 2, в супероксидах (1/2), в озонидах (1/3). А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно только первое суждение. Г) Верно только второе суждение.

13 25.Оцените правильность следующих суждений: 1) условный заряд, приписываемый атому при допущении, что все связи построены по ионному типу; 2) заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами, были бы смещены к более электроотрицательному атому. А) Верны оба суждения. Б) Неверны оба суждения. В) Верно толькопервое суждение. Г) Верно только второе суждение. 26. Какие правила необходимо соблюдать при подборе коэффициентов в окислительно восстановительных реакциях? А) Правило рычага. Б) Правило постоянства суммы зарядов. В) Правило аддитивности. Г) Правило электронного баланса. 27. Какие из предлагаемых схем превращений соответствуют окислительно восстановительным реакциям диспропорционирования? А) NH 4 NO 3 N 2 O + H 2 O Б) Cl 2 + NaOH Na 2 ClO 3 + NaCl В) S + NaOH Na 2 SO 3 + Na 2 S Г) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O 28. Степень окисления +4 сера проявляет в соединениях: А) MgSБ) SO 2 В) K 2 SO 3 Г) S Какой из ионов проявляет только восстановительные свойства? А) JO 3 Б) JO В) J2 Г) 30. Какая реакция ошибочна? А) H 2 SO 4 +2Ag Ag 2 SO 4 + H 2 Б) 2H 2 S+4Ag+ O 2 2AgS+ 2H 2 O В) 2H 2 SO 4 + 2Ag Ag 2 SO 4 +SO 2 +2H 2 O Г) 2AgNO 3 + K 2 SO 4 Ag 2 SO 4 + 2KNO 3 Расстановка коэффициентов в схемах окислительно восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, ионноэлектронным методом 31. KMnO 4 + NO +H 2 SO 4 = HNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + KNO 3 + H 2 O 32. PbO 2 + Cr(NO 3) 3 + H 2 O = Pb(NO 3) 2 + H 2 Cr 2 O FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O 34. KNO 2 + K 2 CrO 4 + KOH + H 2 O = KNO 3 + K 3 35. KMnO 4 + P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO KClO 3 + KJ + H 2 SO 4 = KCl + J 2 + K 2 SO KMnO 4 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO KJ + H 2 SO 4 = J 2 + KHSO 4 + H 2 S + H 2 O 39. KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 40. Bi 2 (SO 4) 3 + Cl 2 + NaOH = NaBiO 3 + NaCl + H 2 O 41. K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O 42. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O 43. CuS + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

14 44. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O 45. Si + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 SiO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 46. KMnO 4 + KJ + H 2 SO 4 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + J 2 + H 2 O 47. Au + H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + SeO 2 + H 2 O 48. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO4 + S + H 2 O 49. MnO + PbO 2 + HNO 3 = HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O 50. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO 51. N 2 H 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = N 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O 52. K 2 Cr 2 O 7 + HCl = KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O 53. NaH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 + H 2 O 54. NaAsO 2 + J 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + NaJ + H 2 O 55. NaBiO 3 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO4 + Bi 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 56. Na 2 FeO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4 = HMnO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O 57. Zn + H 3 AsO 3 + HCl = ZnCl 2 + AsH 3 + H 2 O 58. MnO 2 + KNO 2 + H 2 SO 4 = MnSO 4 + KNO 3 + H 2 O 59. KJO 3 + KJ + H 2 SO 4 = J 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 60. Br 2 + Cl 2 + KOH = KCl + KBrO 3 + H 2 O

Важнейшие окислители и восстановители Весьма важным является определение самой возможности протекания ОВР, а также установление продуктов реакции. В связи с этим следует отметить, что направление протекания

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ ОСНОВЫ ЭЛЕТРОХИМИИ правильный ответ подчеркнут) 1 Какие вещества относятся к сильным восстановителям: А) оксид марганца IV), оксид углерода IV) и оксид кремния IV);

26. Задачи повышенного уровня сложности (ЧАСТЬ С) 1. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов в молекулах

РАЗДЕЛ 5 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ Химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов нескольких элементов реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Методические указания Подготовлены профессором Литвиновой Т.Н. Тема: «Окислительно-восстановительные реакции» В природе, в живых организмах, химической промышленности имеют огромное значение окислительно-восстановительные

ХИМИЯ Лекция 07 Окислительно-восстановительные реакции Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) Окислительно-восстановительные реакции

Лабораторная работа 10. Изучение закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций. Цель работы: Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений, освоение методики составления

ХИМИЯ Лекция 06 Окислительно-восстановительные Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент, кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ (ОВР) (ОВР) Основные понятия При определении степени окисления атома в соединении ВАЖНО

14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз 14.1. Окислители и восстановители Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов

Федеральное агентство по образованию ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет УПИ» А. В. Нечаев Химия Задания для самостоятельной работы по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАНЯТИЕ 6 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Таблица 1 Основные понятия

Перманганат калия как окислитель. KMnO 4 + восстановители в кислой среде Mn +2 в нейтральной среде Mn +4 в щелочной среде Mn +6 (соль той кислоты, которая участвует в реакции) MnSO 4, MnCl 2 MnO 2 Манганат

О. В. Архангельская, И. А. Тюльков., МГУ. Трудная задача. Начнем по порядку. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях существуют два метода: электронного баланса электронно-ионного

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Комсомольский-на-Амуре государственный технический

5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов. Окисление процесс отдачи электронов,

1 Окислительно-восстановительные реакции Теоретические предпосылки: Все химические реакции можно разбить на две группы. В реакциях первой группы окисленность всех элементов, входящих в состав реагирующих

ЗАДАНИЯ для 2 этапа Олимпиады «Первые шаги в медицину» по химии ФИО КЛАСС ШКОЛА АДРЕС, ТЕЛЕФОН Вариант 3 (60 баллов) Часть 1 (12 баллов) При выполнении заданий этой части в бланке ответов 1 под номером

Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции Лидия Ивановна Асанова к.п.н., доцент кафедры естественнонаучного образования ГБОУ ДПО «Нижегородский институт развития образования»

Лабораторная работа 2* Влияние рн на величину Red-Ox потенциалов. Построение диаграмм E Red-Ox - ph. Краткая теория: Величина окислительно-восстановительного потенциала в природных водах отражает равновесное

Тема «Окислительно-восстановительные реакции» Цели: образовательные: Закрепить знания учащихся об основных положениях теории окислениявосстановления, важнейших окислителях и восстановителях; Совершенствовать

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР). ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Задание 5. Сущность ОВР. Окислитель и восстановитель Определи с.о. атомов в реагентах и продуктах реакций. Окислительно-восстановительные

В2 Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее. С1 Реакции окислительно-восстановительные.

1. Какой из перечисленных элементов является наиболее типичным неметаллом? 1) Кислород 2) Сера 3) Селен 4) Теллур 2. Какой из перечисленных элементов имеет наибольшую электроотрицательность? 1) Натрий

Химические свойства солей (средних) ВОПРОС 12 Соли это сложные вещества состоящие из атомов металлов и кислотных остатков Примеры: Na 2 CO 3 карбонат натрия; FeCl 3 хлорид железа (III); Al 2 (SO 4) 3

Окислительно-восстановительные реакции Кузнецова А.А., доцент кафедры ООД Окисление, восстановление Степень окисления Окислители, восстановители Правила определения степени окисления Типы окислительно-восстановительных

3 ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ 1. Дайте понятие степени окисления (с. о.)? 2. Как определить с.о. для элементов, входящих в состав молекул или сложных ионов? Приведите примеры. 3. Какие реакции относятся

Негребецкий 2008 2010 Лекция 6 Окислительновосстановительные реакции. Основы электрохимии ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ ОВР. Основы электрохимии 6.1 Негребецкий 2008 2010 1. Окислительно-восстановительные реакции

1. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ При решении задач такого типа особо отметим: 1. Большинство реакций в предлагаемой цепочке превращений окислительно-восстановительные реакции. Поэтому

МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «КЕЛЬЧИЮРСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА» «КЕЛЬЧИЮРСА ШÖР ШКОЛА» МУНИЦИПАЛЬНÖЙ СЬÖМКУД ВЕЛÖДАН УЧРЕЖДЕНИЕ СОГЛАСОВАНО УТВЕРЖДАЮ Заместитель

1. Какая реакция соответствует краткому ионному уравнению Н + + ОН - = Н 2 О? 1) ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl, 2) H 2 SO 4 + CuSO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O, 3) NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O 4) H 2 SO 4

Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МОРСКОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

1 раздел 1. Периодическая система и периодический закон Д.И. Менделеева. Строение периодической системы: группы, подгруппы, периоды, ряды. Изменение свойств элементов и их соединений в пределах группы

C1 Химия. 11 класс. Вариант ХИ1060 1 Критерии оценивания заданий с развёрнутым ответом Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: Cu 2 O + = SO 2 + + H 2 O Определите окислитель

Уравнения окислительновосстановительных реакций Тема 4 Роль окислительновосстановительных реакций Определение Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней

ФЕЛЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования УХТИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Задания 9 класса 1. Положительную степень окисления азот проявляет в соединении: 1. NO 3. Na 3 N 2. NH 3 4. N 2 H 4 2. Металлический натрий не реагирует с: 1. HCl 2. O 2 3. К основным оксидам относится:

1. Чему равен заряд ядра атома углерода? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Что общего в атомах 12 6С и 11 6С? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты по

Шифр Часть 1 Часть 2 С1 С2 С3 С4 С5 С6 Ʃ Итоговый балл Итоговый балл (из 100 баллов) (из 10 баллов) Вступительная работа для поступающих в 10 ФХ и ХБ классы Решение (правильные ответы выделены жирным шрифтом)_

Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Владимирский государственный университет Н.А. ОРЛИН, В.А. КУЗУРМАН ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

1. Чему равен заряд ядра атома азота? 1) +5 2) -3 3) +3 4) +7 2. Что общего в атомах 35 17Сl и 37 17Сl? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты по

Частное образовательное учреждение среднего профессионального образования «Краснодарский техникум управления, информатизации и сервиса» Методическая разработка практического занятия по химии по теме «Окислительно-восстановительные

Электроотрицательность. и валентность химических элементов. Окислительно-восстановительные реакции. Коррозия металлов и способы защиты от неё. 1. Установите соответствие между формулой вещества и степенью

ХИМИЯ, 11 класс Вариант 1, Ноябрь 2010 Краевая диагностическая работа по ХИМИИ ВАРИАНТ 1 При выполнении заданий А1 А8 в бланке ответов 1 под номером выполняемого задания поставьте знак «х» в клеточку,

Вариант 1 1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих до образования средних солей, между веществами: а) нитрат цинка + гидроксид калия; б) гидроксид кальция + серная

Как быстро расставить коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций 33 Д. И. Мычко, кандидат химических наук, доцент кафедры неорганической химии БГУ В средней школе меня, как и всех

Степень окисления 12 В отличие от валентности, для степени окисления обязательно надо указывать знак (+ или). При этом степень окисления по величине далеко не всегда равна валентности. Например в молекуле

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени диссоциации электролитов: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

МЕТОДИКА ПРЕПОДАВАНИЯ ХИМИИ В 9 КЛАССАХ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ ШКОЛ (II ЧЕТВЕРТЬ). Учитель химии ГОУ СОШ 102 ЮЗАО г. Москва (округ Академический) Н.В.Андреева. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ. Необходимо

ХИМИЯ Контрольный срез по химии для 8 класса (итоговое тестирование) 1 вариант 1. Сколько электронов находится на внешнем уровне элемента с порядковым номером 11? 1) 1 2) 3 3) 8 4) 11 2. На данном рисунке

ЗАДАНИЕ 2 Примеры решения задач Пример 1. Укажите, какие химические процессы лежат в основе получения фосфорной кислоты. Напишите уравнения реакций получения H 3 РO 4. Термический способ получения фосфорной

Самостоятельная работа учащихся 9б, 10аб, 11а классов по химии в период карантина. класс Тема для самостоятельного изучения Отчет о проделанной работе 9б 25 Аммиак. письменно ответить на 1. Строение молекулы

Уравнения окислительновосстановительных реакций Тема 4 Определение Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются

Тест по химии 11 класс (базовый уровень) Тест «Типы химических реакций (химия 11 класс, базовый уровень) Вариант 1 1. Закончить уравнения реакций и указать их тип: а) Al 2 O 3 +HCl, б) Na 2 O + H 2 O,

Окислительно-восстановительные реакции Степень окисления это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Окислительно-восстановительные

1. Чему равен заряд ядра атома кислорода? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Что общего в атомах 1 1Н, 2 1Н, 3 1Н? 1) Массовое число 2) Число протонов 3) Число нейтронов 4) Радиоактивные свойства Входные тесты

МКОУ ХМР СОШ с. Елизарово соединения АЗОТА Учитель химии: Касьянова И.А. Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака

26 Ключ к варианту 1 1. Напишите электронные формулы атомов алюминия и серы. Определите степени окисления атома серы в следующих соединениях: А1 2 S 3, А1 2 (SO 4) 3, Na 2 SO 3, Na 2 S 2 O 3, S 8. Al:

1 Во сколько раз уменьшится концентрация ОН в 0,1 н растворе NH OH при прибавлении к нему твердого NH Cl до концентрации 1 моль/л Вывести формулу для вычисления рн раствора слабой одноосновной кислоты

«Водородный показатель. Реакции обмена. Гидролиз солей» 1. Рассчитайте концентрацию ионов , если концентрация ионов водорода в растворе составляет = 1 10 8 моль/л. 2. Составьте уравнения реакций

МИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Ухтинский государственный технический университет» (УГТУ) Химия Окислительно-восстановительные

6. Общая характеристика металлов главных подгрупп I-III групп Металлы это химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь

ЗАДАНИЕ 3 Примеры решения задач Пример 1. В четырех пробирках без надписей находятся растворы следующих веществ: сульфата натрия, карбоната натрия, нитрата натрия и йодида натрия. Покажите, с помощью каких

Отложенные задания (180) В окислительно-восстановительной реакции Cu+HNO 3 (разб) Cu(NO 3) 2 +NO+H 2 O коэффициент перед окислителем 1) 8 2) 10 3) 6 4) 4 В уравнении реакции полного сгорания сероводорода

Пример 1 Примеры решения задач Исходя из степени окисления брома в соединениях: КBr, Br, BrF, BrO, HBrO, определите, какое из веществ может быть только окислителем, какое только восстановителем, а какое

Вопросы к промежуточной аттестации по химии в 8-9 классах на 2012-2013 учебный год Учебник Г.Е, Рудзитис, Ф.Г.Фельдман «Химия 8 класс», «Химия 9 класс» Москва 2009 1. Периодический закон и периодическая

Подготовка к ЕГЭ по химии Окислительновосстановительные реакции МБОУ гимназия «Лаборатория Салахова» О.Г. Степаненко Место окислительно восстановительных реакций в КИМ ЕГЭ 2015 года по ХИМИИ 1 Часть1 Строение

Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно – восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.

Скачать:

Предварительный просмотр:

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

МУНИЦИПАЛЬНАЯ СРЕДНЯЯ ШКОЛА №5 г. Пыть-Ях

Урок по теме:

Окислительно-восстановительные реакции.

учитель химии: Кисакова Ольга Александровна

Муниципального образовательного учреждения

средняя общеобразовательная школа № 5,

г. Пыть- Ях, 2010

Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции.

Цель урока: Обобщить, систематизировать и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, важнейших окислителях и продуктах их восстановления.

Задачи:

1. Закрепить умение определять степени окисления элементов, окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.
2. Совершенствовать умение определять окислительно-восстановительные свойства веществ, прогнозировать продукты реакций в зависимости от активности металлов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
4. Показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
5. Продолжить подготовку к ЕГЭ по химии.

Ход урока

1. Организационный момент

Добрый день! Хорошего вам настроения!

Тема нашего урока: «Окислительно - восстановительные реакции» (Презентация. слайд 1)

Окислительно-восстановительные реакции принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу XX века была создана электронная теория окислительно - восстановительных процессов. На уроке предстоит вспомнить основные положения этой теории, метод электронного баланса, научиться составлять уравнения химических реакций, протекающих в растворах, и выяснить от чего зависит механизм таких реакций.

2. Повторение и обощение изученного ранее материала

Для вас тема ОВР не нова, она проходит красной нитью через весь курс химии. Поэтому предлагаю повторить некоторые понятия и умения по данной теме.

Первый вопрос: «Что такое степень окисления?». Без этого понятия и умения расставлять степени окисления химических элементов не возможно рассмотрение данной темы.

/ Степень окисления - это условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений./

Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие — переменные.

Например, к элементам с постоянной положительной степенью окисления относят щелочные металлы: Li +1 , Na +1 , K +1 , Rb +1 , Cs +1 , Fr +1 , следующие элементы II группы периодической системы: Ве +2 , Mg +2 , Ca +2 , Sr +2 , Ва +2 , Ra +2 , Zn +2 , а также элемент III А группы - А1 +3 и некоторые другие. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.

Из неметаллов постоянную отрицательную степень окисления (-1) имеет F.

В простых веществах, образованных атомами металлов или неметаллов, степени окисления элементов равны нулю, например: Na°, Al°, Fe°, Н 2 0 , О 2 0 , F 2 0 , Cl 2 0 , Br 2 0 .

Для водорода характерны степени окисления: +1 (Н 2 0), -1 (NaH).

Для кислорода характерны степени окисления: -2 (Н 2 0), -1 (Н 2 О 2 ), +2 (OF 2 ).

Следует помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому в любой молекуле алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона.

Например, рассчитаем степень окисления хрома в дихромате калия K 2 Cr 2 O 7 .

1. Степень окисления калия +1, кислорода -2.
2. Подсчитаем число отрицательных зарядов: 7 . (-2) = -14
3. Число положительных зарядов должно быть + 14. На калий приходится два положительных заряда, следовательно, на хром - 12.
4. Так как в формуле два атома хрома, 12 делим на два: 12: 2 = 6.
5. + 6 - это степень окисления хрома.

Проверка: алгебраическая сумма положительных и отрицательных степеней окисления элементов равна нулю, молекула электронейтральна.

Самостоятельная работа № 1 по инструктивной карте: пользуясь приведенными сведениями, рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4.

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 цинка с разбавленной 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.

1. Окислительно - восстановительные реакции - это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
2. Окисление - это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.
3. Восстановление - это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.
4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.
   Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.
5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление связано с окислением.
6. 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)

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:

1. окислители
2. восстановители
3. окислители - восстановители

Самостоятельная работа № 3 по инструктивной карте: в какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2

1. 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 - восстановитель)
2. MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 - окислитель)

3. Углубление и расширение знаний

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 H 2 .

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 HNO 3 , 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 - ):

1. в кислой среде - Mn +2 (соль), бесцветный раствор;
2. в нейтральной среде - MnO 2 , бурый осадок;
3. 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)

(слайд 11)

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 O 2 + 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.

Значение окислительно - восстановительных реакций

В рамках одного урока невозможно рассмотреть все многообразие окислительно-восстановительных реакций. Но их значение в химии, технологии, повседневной жизни человека трудно переоценить.

Ученик: 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.

4. Закрепление изученного материала

Тест :

1. В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:

1. соль Mn +2
2. MnO 2
3. K 2 MnO 4

1. Концентрированная H 2 SO 4

1. Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:

1. Разбавленная HNO 3

1. N 2 O

1. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

1. MnO 2
2. 2MnSO 4
3. K 2 MnO 4

(взаимопроверка тестов в парах)

5. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:

1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →
2. Ag + HNO 3 (конц.) →
3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O (слайд 13)

6.Подведение итогов урока

Инструктивная карта

I. Повторение и обобщение изученного ранее материала

Задание 1: Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях:

MnO 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 3 , H 2 S, KMnO 4 .

Задание 2: 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

Задание 3: В какой из приведенных схем уравнений реакций MnO 2 проявляет свойства окислителя, а в какой - свойства восстановителя:

А) 2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O Б) MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O

II. Углубление и расширение знаний:

Лабораторный опыт: (соблюдайте 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 - гидроксида 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:

1 пробирка -

2 пробирка -

3 пробирка -

4 пробирка - контроль

Задание: 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.

III. Закрепление изученного материала

Тест:

1.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до:

А) соль Mn +2 Б) MnO 2 В) K 2 MnO 4

2.Концентрированная H 2 SO 4 при обычной температуре пассивирует:

А) Zn Б) Сu В) AI

3.Концентрированная HNO 3 не реагирует с металлом:

А) Ca Б) Au В) Mg

4.Разбавленная HNO 3 с активными металлами восстанавливается до:

А)NO Б) N 2 В) N 2 O

5. Какой продукт восстановления KMnO 4 пропущен:

2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O = + 3K 2 SO 4 + 2KOH

А) MnO 2 Б) 2MnSO 4 В) K 2 MnO 4

Оценка за тест (по результатам взаимопроверки)

IV. Домашнее задание

Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты:

1. AI + H 2 SO 4 (конц.) →

2. Ag + HNO 3 (конц.) →

3. KBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → …….. + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Тема:»Окислительно-восстановительные реакции».

Цели урока:

Рассмотреть сущность окислительно-восстановительных процессов, научить применять «степени окисления» для определения процессов окисления и восстановления.

научить учащихся уравнивать записи окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.

Совершенствовать умения высказывать суждение о типе химической реакции, анализируя степень окисления атомов в веществах;

делать выводы, работать с алгоритмами, формировать интерес к предмету.

Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки;

научить слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

Оборудование и реактивы: соляная кислота, серная кислота, цинк в гранулах, магниевая стружка, раствор сульфата меди, железный гвоздь.

Ход урока

Организационный момент.

Понятие об окислительно-восстановительных реакциях

Давайте вспомним классификацию химических реакций, которая вам известна.

По числу и составу реагентов и продуктов,

По тепловому эффекту,

По направлению,

Участию катализатора.

Есть еще одна классификация, основанная на изменении или сохранении степеней окисления атомов химических элементов, образующих реагенты и продукты реакции. По этому признаку различают реакции

Химические реакции

Реакции, протекающие с изменением реакции, протекающие без изменения степени

степени окисления элементов, образую- окисления

щихся вещества, участвующих в реакции (ОВР)

Учитель просит учащихся вспомнить,

Что называется степенью окисления (с.о.) и как она рассчитывается по формулам соединений?

Степенью окисления называется условный заряд атомов в химическом соединении, вычисленный исходя из предположения, что это соединение состоит из простых ионов.

Степень окисления кислорода почти всегда равна -2.

Степень окисления водорода почти всегда равна +1.

Степень окисления металлов всегда положительна и в максимальном значении почти всегда равна номеру группы.

Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0.

Суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.

Здесь учитель предлагает ученикам устно посчитать - найти степень окисления элементов.

Какая будет степень окисления серы и фосфора

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления элементов с учётом числа их атомов равна 0.

H 2 +1 S x O 4 -2 Н 3 РО 4

(+1) . 2 +X + (-2) . 4 = 0

X = +6

H 2 +1 S +6 O 4 -2

Какие типы химических реакций вы знаете?

Учащиеся отвечают.

К ОВР относятся все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество .

Дать определение ОВР.

ОВР – это реакции, в ходе которых меняются степени окисления.

И еще одно определение. « Химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными».

Почему эти реакции так называются?

Рассмотрим примеры таких химических реакций.

В качестве примеров ОВР учитель демонстрирует следующий опыт.

H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2

Обозначим степень окисления всех элементов в формулах веществ – реагентов и продуктов этой реакции:

Как видно из уравнения реакции, атомы двух элементов магния и водорода, изменили свои степени окисления.

Что с ними произошло?

Магний из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +2, то есть отдал 2е:

Mg 0 – 2е Mg +2

Запишите в свой конспект:

Элементы или вещества, отдающие электроны называются восстановителями; в ходе реакции они окисляются .

Условный ион Н в степени окисления +1 превратился в нейтральный атом, то есть каждый атом водорода получил по одному электрону.

2Н +1 +2е Н 2

Элементы или вещества, принимающие электроны, называются окислителями ; в ходе реакции они восстанавливаются .

Эти процессы можно представить в виде схемы:

Соляная кислота + магний сульфат магния + водород

CuSO 4 + Fe (железный гвоздь) = Fe SO 4 + Cu (красивый красный гвоздь)

Fe 0 – 2 е Fe +2

Cu +2 +2 е Cu 0

Кто-то теряет, а кто-то находит…

Процесс отдачи электронов называется окислением , а принятия – восстановлением.

В процессе окисления степень окисления повышается , в процессе восстановления – понижается.

Эти процессы неразрывно связаны между собой.

3. Метод электронного баланса как способ составления уравнений ОВР

Далее рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Затем расставляются коэффициенты. В основе метода электронного баланса лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

После объяснения учащиеся под руководством учителя составляют уравнения ОВР по планам, которые составил учитель к этому уроку (см. Приложение). Планы находятся у каждого ученика на парте.

Учитель: Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительным реакциям относятся:

Взаимодействие металлов с неметаллами .

2 Mg + O 2 =2 MgO

Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление

Ок исл-ль O 2 +4 e ---2 O -2 1 восстановление

2. Взаимодействие металлов с кислотой.

H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + H 2

Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление

Ок исл-ль 2 O -2 +4 e --- O 2 0 1 восстановление

3. Взаимодействие металлов с солью.

Cu SO 4 + Mg = MgSO 4 + Cu

Вос-ль Mg 0 -2 e --- Mg +2 2 окисление

Ок исл-ль Cu +2 +2 e --- Cu 0 1 восстановление

Диктуется реакция, один учащийся самостоятельно составляет схему реакции у доски:

H 2 + O 2 → H 2 O

Определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

(H 2 ° + O 2 ° → H 2 O 2 ).

Составим электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

(H 2 ° -2 e → 2 H + – процесс окисления,

O 2 ° +4 e → 2 O - ² - процесс восстановления,

Н 2 – восстановитель, О 2 - окислитель)

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений.

(∙2| Н 2 °-2е → 2Н + - процесс окисления, элемент – восстановитель;

∙1| O 2 ° +4 e → 2 O - ² - процесс восстановления, элемент – окислитель).

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ.

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O .

План составления уравнений ОВР

и электронного баланса к ним

1. Записать схему реакции.

2. Определить, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

4. Подобрать общее делимое для отданных и принятых электронов и коэффициенты для электронных уравнений.

5. Перенести эти коэффициенты в уравнение ОВР и подобрать коэффициенты перед формулами других веществ.

Делаем вывод : «В чем же заключается суть ОВР?»

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.

Домашнее задание.

§ 43, упр.1, 3, 7