Окислительно – восстановительные реакции Учитель химии

Окислительно –
восстановительные
реакции
Учитель химии
Бударина Н.А.
Цель урока:
Углубление знаний об окислительно –
восстановительных реакциях и закрепление
умений по составлению уравнений ОВР
методом электронного баланса.
Задачи урока:
1) повторить основные понятия об окислении и восстановлении, рассмотреть
сущность окислительно-восстановительных реакций;
2) выработать умения по составлению уравнений химических реакций,
протекающих в различных средах методом электронного баланса;
3) показать разнообразие и значение ОВР в природе и повседневной жизни.
Тип урока:
усвоение новых знаний с применением
имеющихся знаний и умений с последующим
обобщением и систематизацией.
Структура урока:




Организационный момент
Сообщение темы, постановка цели и задач урока
Актуализация знаний
Воспроизведение ранее полученных знаний и способов
деятельности
 Оперирование знаниями, овладение способами
деятельности в новых условиях
 Анализ и оценка итогов работы
 Определение и разъяснение д.з.
Актуализация знаний
 Вопросы на повторение и закрепление:
1. Определение ОВР
2. Сущность процесса окисления
3. Сущность процесса восстановления
4. Повторите алгоритм нахождения степени окисления и
найдите степень окисления в соединениях: серная
кислота, перманганат калия, азотная кислота, хромат
калия, бихромат калия
5. Расставьте коэффициенты с помощью метода
электронного баланса (используйте алгоритм)
Определение ОВР
 Реакции, идущие с изменением
степени окисления называются
окислительновостановительными.
Процесс окисления, восстановитель
- электроны
 H20 - 2ē  2H+
 S-2 - 2ē  S0
 Al0 - 3ē  Al+3
 Fe+2 - ē  Fe+3
 2Br - - 2ē  Br20
Восстановители














Металлы,
Водород,
Уголь.
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H2S);
Оксид серы (IV) (SO2);
Сернистая кислота H2SO3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота HNO2;
Аммиак NH3;
Гидразин NH2NH2;
Оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Процесс восстановвления, окислитель
+электроны
 Mn+4 + 2ē  Mn+2
 S0 + 2ē  S-2
 Cr+6 +3ē  Cr+3
 Cl20 +2ē  2Cl O20 + 4ē  2O-2
Окислители














Галогены.
Перманганат калия(KMnO4);
Манганат калия (K2MnO4);
Оксид марганца (IV) (MnO2).
Дихромат калия (K2Cr2O7);
Хромат калия (K2CrO4).
Азотная кислота (HNO3).
Серная кислота (H2SO4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
Оксид серебра (Ag2O);
Пероксид водорода (H2O2).
Хлорид железа(III) (FeCl3).
Бертоллетова соль (KClO3).
Анод при электролизе.
Алгоритм . Определение степени окисления
элементов по химической формуле
Задание: Определите степени окисления элементов в серной кислоте (H2SO4)
1. Написать формулу серной кислоты H2SO4
2. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего
слева. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий слева отдает
электроны, его степень окисления положительна и численно равна номеру
группы элемента. Так слева в формуле расположен водород это элемент первой
группы периодической системы, следовательно его степень окисления равна +1
H2+1SO4
3. По периодической таблице определить степень окисления элемента, стоящего
справа. Определение производить согласно правила: элемент, стоящий справа
принимает электроны, его степень окисления отрицательна и численно равна
номеру периода, в котором находится элемент минус восемь ( №периода - 8). Так
справа в формуле расположен кислород, это элемент шестого периода, следовательно
его степень окисления равна (6-8=-2)
H2+1SO4-2
4.Определить степень окисления третьего элемента согласно правила: сумма
степеней окисления всех атомов, образующих частицу равна заряду частицы - для
нейтральной молекулы - это 0. С этой целью составим математическое уравнение,
включив в него степени окисления всех атомов молекулы и приняв за х степень
окисления серы.
2(+1) + х + 4(-2) = 0
5. Решить уравнение, определив степень окисления серы.
Х=+6
Алгоритм уравнивания ОВР методом
электронного баланса
Уравнение составляется в несколько стадий:
Записывают схему реакции.
KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.
KMn+7O4 + HCl-1  KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O
Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число
электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.
Mn+7 + 5ē  Mn+2
2Cl-1 - 2ē  Cl20
Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем
самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы,
изменяющие степень окисления.
Mn+7 + 5ē  Mn+2
2
2Cl-1 - 2ē  Cl20
5
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1  2Mn+2 + 5Cl20
Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.
2KMn+7O4 + 16HCl-1  2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O
Расставьте коэффициенты с помощью метода
электронного баланса (используйте алгоритм):
1. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + H2O
2. NH3 +O2  NO + H2O
3. Cr(OH)3 + H2O2 + KOH  K2CrO4 + H2O
4. K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Задание для самостоятельной и
домашней работы:
Используя метод электронного баланса составьте уравнения реакций.
1) Na + HNO3  NaNO3 + N2O + H2O
2) K2FeO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + O2
3) H2O2 + KMnO4 + HNO3  Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O + O2
4) Ti2(SO4)3 + KClO3 + H2O  TiOSO4 + KCl + H2SO4
5) Mn3O4 + KClO3 + K2CO3  K2MnO4 + KCl + CO2
6) Na2S4O6 + KMnO4 + HNO3 Na2SO4 + H2SO4 + Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O
7) Cu2S + O2 + CaCO3  CuO + CaSO3 + CO2
8) FeCl2 + KMnO4 + HCl  FeCl3 + Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
9) CuFeS2 + HNO3 Cu(NO3)2 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO + H2O
10)KSCN + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CO2+ NO2 + SO2 + H2O