Презентация к уроку химии для 11 класса " Окислительно-восстановительные свойства неметаллов"

• 1 слайд

  тема:
  «Окислительно-восстановительные реакции»
  учитель химии
  Симонова Мария Николаевна
  

• 2 слайд

  Тема урока: Окислительно-восстановительные реакции
  Цель урока: Обобщить и систематизировать знания учащихся о степени окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Углубить и расширить знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях, изучив важнейшие окислители и метод электронно-ионного баланса. Совершенствовать умение учащихся применять эти понятия к объяснению фактов.
  1. Закрепить знание о основных окислителях и востановителях, 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 и неметаллов, концентрации кислот и реакции среды раствора.
  3. Выработать умение составлять уравнения химических реакций, протекающих в различных средах на примере соединений марганца.
  4. Познакомить учащихся с сущностью метода полуреакций.
  5. Сформировать умение выражать сущность окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, ионно-электронным методом.
  6. Познакомиться с ролью окислительно-восстановительных процессов в природе и промышленности.
  7. Продолжить подготовку к ЕРЭ по химии.
  8. Совершенствовать умения работать с разными источниками информации (в том числе Интернет) с целью получения новых знаний.
  
  

• 3 слайд

  Актуализация знаний
  Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
  Что такое окисление?
  Какой процесс называется восстановлением?
  Как называются вещества, отдающие электроны?
  Как называются вещества, принимающие электроны?
  Что такое «степень окисления»?
  
  Что происходит со степенью окисления элемента в процессе его восстановления?
  Что происходит со степенью окисления элемента в процессе его окисления?
  Как классифицируются ОВР?
  Какой элемент в ПС является самым сильным окислителем? восстановителем?
  Какие элементы в ПС имеют постоянные степени окисления?
  

• 4 слайд

  Окислитель и восстановитель
  

• 5 слайд

  Типичные восстановители и окислители
  1. Вещества, являющиеся восстановителями при высоких температурах:
  Al, C, CO, Ca, H2, K, Mg, Na, S, Si, Se.
  2. Вещества-восстановители в кислотной среде (расположены в порядке уменьшения восстановительных свойств):
  Ca, Na, Mg, CaH2, H, (NH3OH)Cl, Al, Zn,
  H3PO2, H2C2O4, H3PO3, (N2H5)Cl, Na2SO3, H2, TiCl3, H[SnCl3], H2S, SO2, C2H5OH, H2O2, KI, FeSO4, KNO2, HCl(конц)
  3. Вещества-восстановители в щелочной среде:
  N2H2OH(конц), Ca, H, Mg, Li[AlH4], Al, CaH2, Na(PH2O2), SO2, Na2(PHO3), Zn, N2H4(конц), Na[Sn(OH)3], Na2SO3, H2, Na2S
  Катод при электролизе
  
  1. Вещества, являющиеся окислителями при высоких температурах:
  Cl2, F2, KClO3, K2FeO4, KMnO4, KNO3, K2S2O8, MnO2, NaBiO3, NaO2, O2, PbO2, (Pb2IIPbIV)O4
  2. Вещества, являющиеся окислителями в кислотной среде (расположены по уменьшению их окислительной способности):
  F2, Na2O2, NiO(OH), (Pb2IIPbIV)O4, O3, K2S2O8, K2FeO4, NaBiO3, CoO(OH), H2O2, KMnO4, KBrO3, PbO2, Cl2, K2Cr2O7, MnO2, O2, KNO2, KIO3, Br2, HNO3(конц), I2, H2SO4(конц), H+(разб)
  Вещества, являющиеся окислителями в щелочной среде:
  F2, K2S2O8, Cl2O3, Na2O2, Br2, H2O2, NaClO, NaBrO, KMnO4, I2, O2, PbO2, (Pb2IIPbIV)O4, K2CrO4, H2O
  
  

• 6 слайд

  Царская водка
  Высокие окислительные способности царской водки обусловлены выделяющимся атомарным хлором:
  HNO3+3HCl = NOCl+2Cl+2H2O
  NOCl = NO+Cl
  ------------
  HNO3+3HCl = NO+3Cl+2H2O
  Растворение золота происходит с образованием золотохлористоводородной кислоты:
  Au+3Cl+HCl = H[AuCl4]
  Суммарное уравнение окисления золота царской водкой:
  Au+HNO3+4HCl = H[AuCl4]+NO+2H2O
  

• 7 слайд

  Процесс окисления и восстановления
  Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.
  Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.
  
  Правила определения функции соединения в окислительно-восстановительных реакциях.
  Если элемент проявляет в соединении высшую степень окисления, то это соединение может быть окислителем.
  Если элемент проявляет в соединении низшую степени окисления, то это соединение может быть восстановителем.
  Если элемент проявляет в соединении промежуточную степень окисления, то это соединение может быть как воcстановителем, так и окислителем.
  
  

• 8 слайд

  Классификация ОВР
  1. Реакции межмолекулярного окисления восстановления;
  2. Реакции внутримолекулярного окисления восстановления;
  3.Реакции диспропорционирования, дисмутации или самоокисления самовосстановления.
  
  

• 9 слайд

  Межмолекулярные реакции
  между газообразными 
  веществами
  H20+Cl20 = 2H+1Cl-1
  
  3H20+N20 = 2N-3H3+1
  
  2N+2O+O20 = 2N+4O2-2
  
  4N-3H3+3O20 = 2N20+6H2O-2
  
  между твердыми 
  веществами и растворами
  Mn+4O2+4HCl-1 =
  =Cl20+Mn+2Cl2+2H2O
  
  2KMn+7O4+16HCl-1 = =5Cl20+2Mn+2Cl2+2KCl+8H2O
  между твердыми 
  веществами
  2Al0+Fe2+3O3 =
  =Al2+3O3+2Fe0
  
  
  
  Реакции коммутации:
  2H2S-2+H2S+4O3 = 3S0+3H2O
  
  5HCl-1+HCl+5O3 = 3Cl20+3H2O
  

• 10 слайд

  Внутримолекулярные реакции
  Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции являются реакциями разложения:
  N-3H4N+3O2 = N20+2H2O
  N-3H4N+5O2 = N2+1+2H2O
  2NaN+5O3-2 = 2NaN+3O2+O20
  2KCl+5O3-2 = 2KCl-1+3O20
  2KMn+7O-24 →K2Mn+6O4+Mn+4O2+O2 ↑
  4HN+5O-23 →4N+4O2+O02  ↑+2H2O
  2Ag+1N+5O-23  →2Ag0+2N+4O2+O02 ↑
  
  

• 11 слайд

  Реакции дисмутации,
  Cl20+H2O ↔ HCl+1O+HCl-1
  4KCl+5O3 = 3KCl+7O4+KCl-1
  3NaCl+1O = NaCl+5O3+2NaCl-1
  4Na2S+4O3 = 3Na2S+6O4+Na2S-2
  3HN+3O2 = HN+5O3+2N+2O+H2O
  2N+4O2+H2O=HN+3O2+HN+5O3
  4K2S+4O4=3K2S+4O4+K2S-2
  3K2Mn+6O4+2H2O = 2KMn+7O4+Mn+4O2+4KOH
  2Mn+6-2e- = 2Mn+7 (окисление)
  Mn+6+2e- = Mn+4 (восстановление)
  

• 12 слайд

  Составление окислительно-восстановительных реакций
  Для составления окислительно-восстановительных реакций используют:
  1) Mетод электронного баланса
  Метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода.
  • Недостаток метода — при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.
  2) Метод полуреакций, или ионно-электронным методом
  Достоинства метода.
  1. В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы.
  2. Понятие «степень окисления» не используется.
  3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции.
  4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.
  

• 13 слайд

  Алгоритмическое предписание для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
  1.Составить схему реакции.
  2. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
  3. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. В первом случае выполнить все последующие операции.
  4. Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются
  5. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции.
  6. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещения электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещения электронов к атому элемента)
  7. Определить восстановитель (атом элемента, от которого смещаются электроны) и окислитель (атом элемента, к которому смещаются электроны).
  8. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
  9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
  10. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора.
  11. Проверить уравнение реакции.
  
  

• 14 слайд

  Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса
  1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом
  Al+C → Al4C3
  Al0+C0 → Al4+3C3-4
  Al0 → Al+3
  1Al0-3e- → 1Al+3
  C0 → C+4
  1C0+4e- → 1C-4
  4| 1Al0-3e- → 1Al+3
  3| 1C0+4e- → 1C-4
  4·1Al0=4Al0
  3·1C0=3C0
  Окончательный вид уравнения:
  4Al0+3C0 = Al4+3C3-4
   
  
  Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом
  Схема реакции:
  HNO3+I2 → HIO3+NO+H2O
  Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  HN+5O3+I20 → HI+5O3+N+2O+H2O
  Азот меняет степень окисления с +5 на +2 - принимает 3 электрона, и является окислителем:
  N+5 → N+2
  N+5+3e- → N+2
  Йод меняет степень окисления с 0 на +5 - отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
  I20 → 2I+5
  I20-10e- → 2I+5
  Уравниваем заряды:
  
  10| 1N+5+3e- → 1N+2
  3| 1I20-10e- → 2I+5
  Было до реакции 10·1N+5=10N+5, после реакции образовалось: 10·1N+2=10N+2
  В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I2, после реакции образовалось 3·2I+5=6I+5;
  Расставляем найденные коэффициенты:
  10HNO3+3I2 = 6HIO3+10NO+2H2O
  
  Составить уравнение H2S c KMnO4 b H2SO4
  Схема реакции:
  H2S+KMnO4+H2SO4 → S+MnSO4+K2SO4+H2O
  Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  H2S-2+KMn+7O4+H2SO4 → S0+Mn+2SO4+K2SO4+H2O
  Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород - восстановитель):
  S-2 → S0
  S-2-2e- → S0
  Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат - окислитель):
  Mn+7 → Mn+2
  Mn+7+5e- → Mn+2
  Электронные уравнения:
  
  5| S-2-2e- → S0
  2| Mn+7+5e- → Mn+2
  5H2S+2KMnO4+H2SO4 = S+MnSO4+K2SO4+H2O
  5H2S+2KMnO4+3H2SO4 = 5S+2MnSO4+K2SO4+8H2O
  Ионное уравнение:
  5H2S+2MnO4-+6H+ = 5S+2Mn2++8H2O
  
  

• 15 слайд

  Правила составления уравнений ОВР
  методом полуреакций
  На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
  Сильные электролиты записываются в виде ионов.
  Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок - в виде молекул.
  Продукты реакции между восстановителем и окислителем устанавливаются по справочникам или по "шпаргалке", приведенной на странице "Определение продуктов ОВР" (это самый сложный этап для начинающих).
  Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
  
  

• 16 слайд

  Что делать с кислородом:
  Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то "лишний" кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O-2+2H+=H2O); в нейтральных растворах - в гидроксид-ионы: O-2+H2O=2OH-;
  Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то "недостающий" кислород "забирается" из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H2O=O-2+2H+; в щелочных растворах - за счет гидроксид-ионов: 2OH-=O-2+H2O.
  В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.
  Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух "половинок" - в ходе ОВР идут два процесса - процесс окисления вещества-восстановителя и процесс восстановления вещества-окислителя. Оба эти процесса могут быть описаны соответственными ионными уравнениями, которые потом можно суммировать и получить итоговое общее ионное уравнение реакции, а потом записать молекулярное уравнение.
  

• 17 слайд

  уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде методом полуреакций.
  В ходе реакции происходит разложение молекул сероводорода на серу и водород
  H2S → S+2H+
  H2S-2e- = S+2H+
  MnO4- → Mn2+
  MnO4-+8H+ → Mn2++4H2O
  MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
  5| H2S-2e- = S+2H+
  2| MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
  -------------------------
  5H2S+2MnO4-+16H+ = 5S+10H++2Mn2++8H2O
  5H2S+2MnO4-+6H+ = 5S+2Mn2++8H2O
  5H2S+2MnO4-+6H+ = 5S+2Mn2++8H2O
  2K+ 3SO42- 2K+ 3SO42-
  --------------------------
  5H2S+2KMnO4+3H2SO4 = 5S+2MnSO4+K2SO4+8H2O
  Результат аналогичен уравнению, полученному методом электронного баланса.
  
  

• 18 слайд

  Пример составления уравнения ОВР для кислотной среды
  S+HNO3
  S0 → SO42- - процесс окисления восстановителя.
  NO3- → NO - процесс восстановления окислителя.
  S0 → SO42-  S0 → SO42-+H+ S0+H2O → SO42-+H+
  S0+4H2O → SO42-+H+ S0+4H2O → SO42-+8H+ S0+4H2O-6e- → SO42-+8H+
  NO3- → NO NO3-+H+ → NO NO3-+H+ → NO+H2O
  NO3-+H+ → NO+2H2O NO3-+4H+ → NO+2H2O NO3-+4H++3e- → NO+2H2O
  1| S0+4H2O-6e- → SO42-+8H+
  2| NO3-+4H++3e- → NO+2H2O
  S0+4H2O-6e- = SO42-+8H+
  2NO3-+8H++6e- = 2NO+4H2O
  S+4H2O+2NO3-+8H+ = SO42-+8H++2NO+4H2O
  S+2NO3- = SO42-+2NO
  2H+ 2H+
  Суммарное молекулярное уравнение:
  S+2HNO3 = H2SO4+2NO - в результате взаимодействия серы с азотной кислотой получается серная кислота и оксид азота (II).
  
  

• 19 слайд

  Пример составления уравнения ОВР для щелочной среды
  "Фокус" уравнивания кол-ва атомов кислорода и водорода для уравнений ОВР в щелочной среде заключается в следующем: Вода (H2O) добавляется в ту часть полуреакции, в которой присутствует избыток кислорода. Соответственно, в противоположную часть уравнения-схемы добавляется удвоенное число гидроксид-ионов (OH-). Перед формулой молекулы воды ставится коэффициент, уравнивающий разницу кол-ва атомов кислорода в левой и правой частях полуреакции. Перед формулой гидроксид-иона ставится удвоенный коэффициент. Восстановитель присоединяет атомы кислорода из гидроксид-ионов.
  MnO2+KClO3+KOH → ? MnO2 → MnO42-  MnO2+4OH- → MnO42-+2H2O
  MnO2+4OH--2e- → MnO42-+2H2O ClO3- → Cl- - полуреакция восстановления.
  ClO3-+3H2O → Cl-+6OH-
  ClO3-+3H2O+6e- → Cl-+6OH-
  3} MnO2+4OH--2e- = MnO42-+2H2O
  1| ClO3-+3H2O+6e- = Cl-+6OH-
  -----------------------
  3MnO2+12OH-+ClO3-+3H2O = 3MnO42-+6H2O+Cl-+6OH-
  Проводим сокращение подобных слагаемых и добавляем катионы калия, чтобы перейти к молекулярной форме уравнения реакции:
  3MnO2+6OH-+ClO3- = 3MnO42-+3H2O+Cl-
  6K+ K+ 6K+ K+
  Молекулярное уравнение реакции:
  3MnO2+6KOH+KClO3 = 3K2MnO4+3H2O+KCl
  
  

• 20 слайд

  Пример составления уравнения ОВР для нейтральной среды
  Na2SO3+KMnO4+H2O
  SO32- → SO42- - процесс окисления восстановителя; MnO4- → MnO2 - процесс восстановления окислителя;
  SO32-+MnO4- → SO42-+MnO2+...
  3| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH-
  3SO32-+2MnO4-+H2O = 3SO42-+2MnO2+2OH-
  3Na2SO3+2KMnO4+H2O = 3Na2SO4+2MnO2+2KOH
  Еще один пример:
  S+KMnO4 → ? S → SO42- MnO4- → MnO2
  1| S+4H2O-6e- = SO42-+8H+ 2| MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH-
  S+4H2O+4H2O+2MnO4- = SO42-+8H++8OH-+2MnO2
  S+4H2O+2MnO4- = SO42-+2MnO2
  2K+ 2K+
  Молекулярное уравнение:
  S+2KMnO4 = K2SO4+2MnO2
  
  

• 21 слайд

  Как влияет кислотность среды на протекание ОВР
  Любая реакция окисления-восстановления может протекать в трех возможных условиях:
  pH<7 - в кислой среде присутствует избыток катионов водорода (H+);
  pH=7 - нейтральная среда положительные и отрицательные ионы сбалансированы (H2O);
  pH>7 - в щелочной среде преобладают гидроксид-ионы (OH-).
  Варианты восстановления иона MnO4- (малиновый цвет) в различных средах:
  pH<7: MnO4- → Mn2+ (бесцветный раствор)
  pH=7: MnO4- → MnO2 (бурый цвет осадка)
  pH>7: MnO4- → MnO42- (зеленый цвет)
  
  

• 22 слайд

  Влияние на протекание ОВР катализатора
  Уравнение реакции тиосульфата натрия с пероксидом водорода в присутствии анионов йода I-, играющих роль катализатора:
  2Na2S2+2O3+H2O2-1 = Na2S4+2,5O6+2NaO-2H
  Уравнение той же реакции, но в присутствии другого катализатора - молибденовой кислоты H2MoO4:
  Na2S2O3+4H2O2-1 = Na2S+6O4+H2SO4+3H2O-2
  

• 23 слайд

  Окислительно-восстановительные реакции в природе и жизни человека
  1. Фотосинтез 2.Реакции круговорота веществ в природе 3. Дыхание
  4. Металлургия 5. Электроника 6. Электротехника 7. Энергетика 8. Косметология
  

• 24 слайд

  Производство серной кислоты
  

• 25 слайд

  Производство азотной кислоты
  

• 26 слайд

• 27 слайд

  Круговорот веществ в природе
  

• 28 слайд

  Тест:
   В кислой среде KMnO4 восстанавливается до:
  А)соль Mn+2 Б) MnO2 В) K2MnO4
  2. Концентрированная H2SO4 при обычной температуре пассивирует:
  А) Zn Б)Сu В) AI
  3. Концентрированная HNO3 не реагирует с металлом:
  А) Ca Б)Au В)Mg
  4. Разбавленная HNO3 с активными металлами восстанавливается до:
  А)NO Б)N2 В)N2O
  5 Какой продукт восстановления KMnO4 пропущен: 2KMnO4 + 3K2SO 3 + H2O = + 3K2SO4 + 2KOH
  А)MnO2 Б)2MnSO4 В)K2MnO4
  6. Используя схемы, данные на уроке, закончите уравнения реакций и расставьте в них коэффициенты методом электронного баланса:
   AI + H2SO4 (конц.) →  Ag + HNO3 (конц.) →
   KBr + KMnO4 + H2SO4 → …….. + Br2 + K2SO4 + H2O (слайд 13)
   
  

• 29 слайд

  В древности люди учились для того, чтобы совершенствовать себя. Ныне учатся для того, чтобы удивить других.
  конфуций
  
  Спасибо за внимание