Составление ОВР методом ионно-электронного баланса

 Составление уравнение окислительно-восстановительных реакций по методу ионно-электронного баланса

Цель:

а) образовательная – дать представление о окислительно-восстановительных реакциях, сформировать умение составлять уравнение ОВР по методу ионно-электронного баланса;

б) развивающая – развивать логическое мышление, умение систематизировать, умение анализировать материал и делать вывод;

в) воспитательная – прививать интерес к предмету аналитической химии и к химическому эксперименту.

Оборудование и материалы: периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, таблица растворимости кислот, солей и оснований.

Материальное обеспечение: раздаточный материал (карточки, опорные конспекты).

Литература:

Основная: С.А. Шапиро, М.А. Шапиро. Аналитическая химия, - М.: Высшая школа, 1971.

Дополнительная: В.П. Васильев и др. «Аналитическая химия. Сборник вопросов, упражнений и задач» - М.:ДРОФА, 2007.

Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции, метод ионно-электронного баланса, окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, полуреакции.

Методы: словесные, наглядные, практические.

Тип занятия: лекция.

Ход занятия

1.     Организационный этап

2.     Ознакомление студентов с темой и целью занятия

3.     Мотивация обучения

4.     Актуализация опорных знаний:

 Определение солей как класса соединений

5.     Комментарий ответов и работ студентов

6.     Преподавание и изучение нового материала

7.     Запись плана.

7.1.          Понятие о методе ионно – електронного баланса 

7.2.          Методика подбора коэффициентов в ОВР методом ионно-электронного баланса 

8.     Закрепление знаний студентов: письменная самостоятельная (или аудиторная фронтальная) работа, комментарий этой работы.

9.     Итог занятия – Основные моменты прочитанной лекции

10. Домашнее задание С.А. Шапиро, М.А. Шапиро  «Аналитическая химия» с. 93-96.

Ход занятия

I.            Организационный этап

II.            Актуализация опорных знаний и мотивация учебной деятельности

Индивидуальная работа

(выполняют 3 студента)

Терминологический диктант

Вариант 1	Вариант 2	Вариант 3
Окислительно-восстановительные реакции	Степень окисления	Окисление
Окислитель	Восстановление	Восстановитель
Метод электронного баланса	Метод электронно-ионного баланса	Окислительно-восстановительный потенциал
Окислительная способность	Восстановительная способность	Анод
Катод	Константа равновесия	Электрод

Фронтальная работа

(письменная работа выполняется всей группой за исключением студентов, работающих с терминами)

Подтвердите или опровергните утверждение

№	Утверждение	Ответ
1	ОВР – это реакции, при протекании которых происходит изменение степени окисления химических элементов, входящих в состав реагентов	+
2	Степень окисления – условный заряд атома в химическом соединении, который находят, считая химические связи в соединении чисто ионными	+
3	Окислитель отдает электроны, сам окисляется, повышая свою степень окисления	-
4	Восстановление – процесс потери электронов	-
5	Восстановитель присоединяет электроны, сам восстанавливается, понижая свою степень окисления	-
6	Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем	+
7	Окислителями являются вещества, содержащие элемент, который может приобретать более низкую степень окисления, чем в данном веществе	+
8	В промежуточной степени  окисления элемент может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя	+
9	Восстановителями являются вещества, содержащие элемент, который может приобретать более низкую степень окисления, чем в данном веществе	-
10	Для составления уравнений ОВР используют три метода подбора коэффициентов: электронного баланса, электронно-ионного баланса, ионного баланса	-
11	Для реакций, протекающих в водном растворе, предпочтителен метод электронно-ионного баланса	+
12	Молекулы растворителя также могут участвовать в процессе окисления-восстановления	+
13	Окислительную способность веществ характеризует окислительно-восстановительный потенциал	+
14	В любой ОВР как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, имеются сопряженные пары окислителей или восстановителей	-
15	Направление ОВР обусловливает тот восстановитель, у которого значение электродного потенциала больше	-
16	Если разность стандартных восстановительных потенциалов невелика, направление ОВР можно изменить, изменяя концентрации веществ и температуру	+
17	При изменении концентрации и температуры величина окислительно-восстановительного потенциала определяется уравнением Нернста	+
18	Восстановительные свойства галогенов ослабевают в ряду фтор-хлор-бром-йод	-
19	Возможность протекания ОВР в водном растворе в прямом или обратном направлении устанавливается в стандартных условиях по значениям стандартных потенциалов полуреакций восстановления	+
20	Восстановительная способность вещества тем выше, чем меньше значение стандартного потенциала полуреакций, где данное вещество является восстановленной формой (продуктом)	+

III.            Изучение нового материала

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной реакции

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ −окислитель, H₂SO₄ − кислотная среда реакции, H₂S − восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺ − точнее, катиона оксония H₃O⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

полуреакция восстановления 

Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O     * 1

полуреакция окисления 

H₂S − 2e⁻ = S(т) + 2H⁺     * 3

г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S_(т)

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇²⁻ и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺/Н₂О (для кислотной среды) и ОН⁻/Н₂О (для щелочной среды).

Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно −окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда

[O²⁻] + 2H⁺ = H₂O

щелочная среда

[O²⁻] + H₂О = 2 ОН⁻

Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда         

H₂O = [O²⁻] + 2H⁺

щелочная среда

2 ОН⁻= [O²⁻] + H₂О

Другие примеры подбора коэффициентов:

а) 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 3H₂O + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄
2MnO₄⁻ + 6H⁺ + 5SO₃²⁻ = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄²⁻ 
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4H₂O     * 2
SO₃²⁻ + H2O − 2e⁻ = SO₄²⁻ + 2H⁺     * 5

(продукт восстановления перманганат-иона MnO₄⁻ в сильнокислотной среде – катион Mn²⁺)

б) Na₂SO₃ + 2KOH + 2KMnO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + 2K₂MnO₄
SO₃²⁻ + 2 OH⁻ + 2MnO₄⁻ = SO₄²⁻ + H₂O + 2MnO₄²⁻ 
MnO₄⁻ + 1e⁻ = MnO₄²⁻                          * 2
SO₃²⁻ + 2 OH⁻ − 2e⁻ = SO₄²⁻ + H₂О     * 1

(продукт восстановления перманганат-иона MnO₄⁻ в сильнощелочной среде− манганат-ион MnO₄²⁻)

в) 2KMnO₄ + H₂О + 3Na₂SO₃ = 2MnО_2(т) + 3Na₂SO₄ + 2КОН
MnO₄⁻ + H₂О + 3SO₃²⁻ = 2 MnО_2(т) + 3SO42 + 2ОН 
MnO₄⁻ + 2 H₂О + 3e⁻ = MnО_2(т) + 4 ОН⁻     * 2
SO₃²⁻ + H₂O − 2e⁻ = SO₄²⁻ + 2H⁺                 * 3
8ОН⁻ + 6Н⁺ = 6Н₂О + 2 ОН⁻

(если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде или в слабощелочной среде, то продукт восстановления − MnО₂. Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н⁺ и ОН⁻).

IV.            Обобщение, систематизация и контроль знаний обучающихся

Опрос

1.     Что собой представляет окислительно-восстановительная реакция?

2.     В каких случаях используют метод электронно–ионного баланса при составлении ОВР?

3.     Из каких этапов складывается метод ионно-электронного баланса?

Решение задач

(фронтальная работа)

1.     Рассчитать степень окисления элементов в галогенидах: CaCl₂, AlBr₃, TiCl₄, Cu₂I₂, CCl₄, SbCl₅, PBr₃.PBr₅, FeCl₂, FeCl₃, AsBr₃, TiCl₃, S₂Cl₂, ZrBr₄.

2.     Рассчитать степень окисления элементов в составе кислотного остатка тринарных соединений: K₂CO₃, MgCO₃, NaClO₄, Cu₂SiO₃, Na₂SiO₃, Na₂MoO₄, K₃[Al(OH)₆], K₃[Fe(CN)₆], K₄[Fe(CN)₆].

3.     Составить уравнение реакций разложения:

а) KClO₃ → KCl + O₂

б) Na₂SO₃→Na₂SO₄+Na₂S                          

в) KMnO₄→K₂MnO₄+MnO₂+O₂

г) NH₄NO₃→N₂O+H₂O

д)Pb(NO₃)₂→PbO+NO₂+O₂

4.     Составить уравнения реакций:

а) Zn+KMnO₄+H₂SO₄→ZnSO₄+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

б) KI+K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄→Cr₂(SO₄)₃+I₂+K₂SO₄+H₂O

в) Mn(NO₃) +PbO₂+HNO₃→HMnO₄+Pb(NO₃)₂ + H₂O

г)FeSO₄+O₂+ H₂SO₄→Fe₂(SO₄)₃+ H₂O

д)SnCl₂ +HNO_{3(раств)} +HCl→SnCl₄+NO+H₂O

5. Составить уравнения реакций:

а) MnSO₄ +KClO₃ + KOH→KCl+K₂MnO₄+ K₂SO₄+H₂O

б) Cr(OH)₃ + PbO₂+NaOH→Na₂CrO₄+Na₂PbO₂+H₂O

в) Na₂SeO₃ + Cl₂ + NaOH→ Na₂SeO₄+NaCl + H₂O

г)Cl₂+KOH→KClO+ H₂O

д)SnCl₂ +KOH→K₂SnO₃+Sn+KCl+H₂O

V.            Итог занятия. Сообщение домашнего задания