" Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами "

" Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций различными способами "

Закирова Олися Тельмановна –учитель химии.

МБОУ "Арская средняя общеобразовательная школа №7"

 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^–, S^2– .

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 Сг₂0₇^2-, 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: Сг₂0₇^2-—> 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 Сг₂0₇^2-. Для этого необходимо в левую часть добавить ионы Н⁺, которые заведомо имеются в растворе (среда кислая): Сг₂0₇^2- + 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: Сг₂0₇^2- + 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 Сг₂0₇^2- была соль К₂Сг₂0₇, поэтому с каждым молем Сг₂0₇^2- 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: 

Сг₂0₇^2- + 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.

1.                     Взаимодействие раствора соляной кислоты с цинком;

2.                     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