Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами
" Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами "
Закирова Олися Тельмановна –учитель химии.
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть ссылку ]
11 класс
Цели урока: углубить знания по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса; изучить ионно-электронный метод составлению уравнений ОВР; развить умений прогнозировать направления протекания ОВР в растворах; закрепить умения по составлению уравнений ОВР, протекающих в различных средах;
Тип урока: комбинированный урок.
Оборудование: Мультимедийный проектор, компьютер, таблицы.
Ход урока
1 этап. Организационный момент. 1.Приветствие .
2. Организация рабочих мест.
3. Оглашение цели урока учащимся
2 этап: Проверка знаний (мотивационный момент) Проверка домашнего задания:
1.Классификация ОВР
2. Привести пример межмолекулярных реакций. (Реакции, у которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, причем эти вещества могут быть как сложными, так и простыми. Эти реакции протекают и в газообразном состоянии, и с участием твердых веществ, и в растворах. HCl–1 + KMn+7O4 = Cl20 + Mn+2Cl2 + KCl + H2O окислитель Mn+7 восстановитель Cl–1 )
3. Привести пример внутримолекулярных реакций. (Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле. В этом случае атом с большим значением степени окисления будет окислять другой атом с меньшим значением степени окисления. (N–3H4)2Cr2+6O7 = N20 + Cr2+3O3 + 4H2O окислитель Cr+6 восстановитель N–3 )
4. Привести пример реакций диспропорционирования (дисмутации). (Реакции, в которых окислитель и восстановитель являются одним и тем же элементом.
4Na2S+4O3 = 3Na2S+6O4 + Na2S–2 окислитель и восстановитель S+4)
3 этап. Актуализация знаний.
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов.
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.
4 этап: Повторение, обобщение и систематизация понятий
В любой ОВР один из участников – восстановитель отдает электроны, окисляется, то есть повышает свою степень окисления, а другой – окислитель принимает электроны, восстанавливается, то есть понижает степень окисления. Поэтому, если оба её участника находятся в высшей (окислители: КМn+7О4 + HN+5O3) или низшей степени окисления (восстановители: H2S-2 + HCl-1), то реакция невозможна.. Если же один из участников может повысить, а другой понизить свои степени окисления, реакция в принципе возможна (HCl-1 + HN+5O3>).
Поэтому, прежде чем написать уравнение реакции, протекающей в смеси заданных веществ, нужно знать:
Типичными окислителями являются:
1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.
2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.
3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: [Cr26+O7]2– , [Mn7+O4,]– [N5+O3]– и др.
Восстановители:
1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.
2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.
3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I–, S2– .
4. Соединения, содержащие сложные ионы (S4+O3)2– , (НР3+O3)2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.
В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:
перманганат калия (KMnO4);
дихромат калия (K2Cr2O7);
азотная кислота (HNO3);
концентрированная серная кислота (H2SO4);
пероксид водорода (H2O2);
оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO2, PbO2);
расплавленный нитрат калия (KNO3) и расплавы некоторых других нитратов .
К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:
магний (Mg), алюминий (Al) и другие активные металлы;
водород (Н2) и углерод (С);
иодид калия (KI);
сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
сульфит натрия (Na2SO3);
хлорид олова (SnCl2).
Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах, когда известны все исходные вещества и продукты реакции.
Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса.
1. Записать схему реакции:
2. Определить, атомы, каких элементов изменяют степень окисления:
3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:
4. Умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:
5. Перенести множители из электронных уравнений в молекулярное уравнение реакции:
6. Проверить выполнение закона сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, ввести новые или изменить полученные коэффициенты:
Вывод: Данным способом расстановки коэффициентов удобно пользоваться, если известны исходные вещества и продукты реакции, т.е. даны полные схемы реакций.
Ионно-электронный метод составления уравнений ОВР.
Если ОВР протекает в водных растворах и участники реакции не очевидны, то удобнее использовать метод электронно-ионного баланса (другое название – метод полуреакций). Метод полуреакций, или ионно-электронный метод составления ОВР заключается в том, что для окислительных и восстановительных процессов в отдельности записываются уравнения полуреакций. Затем их уравнивают отдельно, умножают на коэффициенты, чтобы получить общее уравнение, в котором соблюдены законы сохранения массы и заряда, и складывают.
Алгоритм составления уравнения ОВР методом электронно-ионного баланса
Составить перечень веществ и частиц, присутствующих в системе до начала реакции.
Найти среди них окислитель и восстановитель; определить реакцию среды.
Составить уравнение полуреакции окислителя.
Составить уравнение полуреакции восстановителя.
Уравнять число принятых и отданных электронов.
Составить ионное уравнение.
Составить молекулярное уравнение.
Составляя этим методом уравнений ОВР, необходимо учитывать следующие основные правила:
1) при составлении уравнений полуреакций можно использовать только те вещества и частицы, которые присутствуют в данной системе;
2) продуктами полуреакций могут быть только те вещества и частицы, которые устойчивы в данной системе;
3) при составлении уравнения полуреакции окислителя нельзя использовать частицы восстановителя и, наоборот, при составлении уравнения полуреакции восстановителя нельзя использовать частицы окислителя.
Рассмотрим взаимодействие дихромата калия К2Сг207 с соляной кислотой. (Работа у доски)
1. Запишем в левой части уравнения формулы исходных веществ.
Для создания в растворах кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотная кислоты применяются редко, так как первая (НСl) способна окисляться, а вторая (НNО3) сама сильный окислитель.
2. Определим окислитель и восстановитель.
Ион Сг2072-, содержащий хром в его высшей степени окисления, может быть только окислителем. В кислой среде степень окисления хрома понижается он восстанавливается в Сг3+. Ионы С1- могут только окисляться – он восстановитель.
3. Составим схемы электронно-ионных уравнений полуреакций для процессов окисления и восстановления.
Полуреакция окисления: 2СГ - 2е = С12.
Полуреакция восстановления. Начинать подбор ее коэффициентов следует с уравнивания числа атомов элемента, который меняет свою степень окисления, в данном случае - хрома: Сг2072-> 2Сг3+.
4. Проверим число атомов кислорода в каждом уравнении полуреакции слева и справа и уравняйте их. Уравниваем число атомов кислорода. Они превращаются в молекулы воды, степень окисления кислорода в которых та же, что и в Сг2072-. Для этого необходимо в левую часть добавить ионы Н+, которые заведомо имеются в растворе (среда кислая): Сг2072- + 14Н+ = 2Сг3+ + 7Н20.
Одновременно с атомами кислорода при этом уравнивается и число атомов водорода.
5. Проверим число атомов каждого элемента в левой и правой частях схем уравнений окисления и восстановления.
6. Проверим равенство сумм зарядов до и после реакции, в соответствии с законом электронейтральности суммарное число зарядов продуктов реакции должно быть равно
суммарному числу зарядов исходных веществ.
В нашей записи суммарный заряд всех ионов слева +12, а справа +6, поэтому для баланса нужно добавить в левую часть нашего выражения 6 электронов, каждый из которых несет заряд 1. В результате получим уравнение: Сг2072- + 14Н+ + бе = 2Сг3+ + 7Н20.
7. Подберем коэффициенты для окислителя и восстановителя согласно закону сохранения энергии (материи) - общее число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, должно быть равным.
Сг2072- + 14H+ + 6e= 2Cr3+ + 7Н20 1
2С1- - 2е = С12 3
8. Суммируйте правые и левые части электронно-ионных уравнений, предварительно умножив соответствующие части на подобранные коэффициенты. Сг2072- + 14Н+ + 6СГ = 2Cr3++ 7Н20 + ЗС12,
9. Сократим подобные члены в правой и левой частях уравнения.
10. Перепишем ионное уравнение.
11. По ионному уравнению составим молекулярное, для этого необходимо в правой и левой частях уравнения каждому аниону приписать соответствующее число катионов, а
каждому катиону приписать соответствующее число анионов. Скомпонуйте ионы в молекулы.
В данном случае источником ионов Сг2072- была соль К2Сг207, поэтому с каждым молем Сг2072- в раствор попадает 2 моль ионов К+. В реакции они участия не принимают, поэтому в неизмененном виде должны перейти в правую часть. Вместе с 14 моль ионов Н+ в раствор вносится 14 моль ионов СГ. Из них 6 участвует в реакции в качестве восстановителя, а остальные 8, как и ионы К+, в неизмененном виде остаются после реакции, т. е. дописываются в правую часть. Проделав это, получим:
Сг2072- + 14Н+ + 6СГ + 2К+ + 8С1- = 2Сг3+ + 7Н20 + ЗС12 + 2К+ + 8С1-
После этого можно объединить ионы в формулы реальных веществ:
К2Сг207 + 14НС1 = 2СгС13 + ЗС12 + 2КС1 + 7Н20.
Правила уравнивания атомов кислорода и водорода при составлении полуреакций:
Преимущества электронно-ионного метода:
1. Рассматриваются реально существующие ионы:
2. Не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются при его выводе.
3. При использовании этого метода нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов, что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно сделать это.
4. Этот метод дает не только сведения о числе электронов, участвующих в каждой полуреакции, но и о том, как изменяется среда.
5. Сокращенные ионные уравнения лучше передают смысл протекающих процессов и позволяют делать определенные предположения о строении продуктов реакции.
6. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
5 этап.Закрепление. Выполнение лабораторных опытов.
Взаимодействие раствора соляной кислоты с цинком;
Взаимодействие железного гвоздя и раствора медного купороса
Вывод после проведения опытов: к ОВР обязательно относятся все реакции замещения и реакции, в которых присутствуют простые вещества.
6 этап.Домашнее задание:
1 уровень. Расставить коэффициенты HCl–1 + KMn+7O4= Cl20 + Mn+2Cl2 + KCl + H2O
2 уровень. Составьте уравнение одной из 2 предложенных ОВР ионно-электронным методом или методом электронного баланса.
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4> Fe2(SO4)3 + CrCl3 + Br2 + КОН > К2CrO4 + KBr +
3 уровень. Используя метод электронного баланса (или метод электронно-ионного баланса), составьте уравнения любых 3 реакций. Определите окислитель и восстановитель.
K2Cr2O7 + HCl > Cl2 + KCl + +
KMnO4 + H2S + H2SO4 > Mn SO4 + S + +
KMnO4 + > Cl2 + MnCl2 + +
H2S + HMnO4 > S + MnO2
cђ Заголовок 215