Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа (Образовательный центр) с. Челно-Вершины муниципального района. - презентация

1 Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа (Образовательный центр) с. Челно-Вершины муниципального района Челно-Вершинский Самарской области Урок химии в 11 классе по теме «Составление уравнений окислительно- восстановительных реакций различными способами» Выполнила: Зайцева Наталия Петровна, учитель химии ГБОУ СОШ (ОЦ) с. Челно-Вершины учебный год

2 Цели занятия: Углубить знания по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса; Изучить ионно-электронный метод составлению уравнений ОВР, показать его преимущества в формировании умений прогнозирования направления протекания ОВР в растворах. Закрепить умения по составлению уравнений ОВР, протекающих в различных средах; Показать разнообразие и значение ОВР в природе, живых организмах и повседневной жизни. Начать подготовку учащихся к ЕГЭ

3 План урока: Актуализация знаний. Повторение основных теоретических понятий темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы окисления и восстановления. Составлению уравнений ОВР методом электронного баланса, его недостатки. Ионно-электронный метод составления уравнений ОВР, его преимущества

4 1. Повторение основных теоретических понятий темы: ОВР, окислители, восстановители, процессы окисления и восстановления. восстановитель отдает электроны, окисляется, то есть повышает свою степень окисления, окислитель принимает электроны, восстанавливается, то есть понижает степень окисления

5 Задание 1. Определите, возможна ли в принципе ОВР между данными веществами? Если да, то определите восстановитель и окислитель в реакции KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 … FeCl 3 + HNO 3 (конц.) … P + HNO 3 + Н 2 О … K 2 Cr 2 O 7 + HCl … K 2 Cr 2 O 7 + HNO 3 …

6 Составление уравнений ОВР методом электронного баланса, его недостатки Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещенных от восстановителя к окислителю. Метод применяется 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

7 Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса Составить схему реакции. Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются. Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции. В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента) Определить восстановитель и окислитель. Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления. Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора. Проверить уравнение реакции

8 Ионно-электронный метод составления уравнений ОВР, его преимущества Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение. Метод применяется для выражения сущности окислительно- восстановительных реакций, протекающих только в растворах. Достоинство метода: В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. Понятие «степень окисления» не используется. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции. Видна роль среды как активного участника всего процесса

9 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

10 Правила уравнивания атомов кислорода и водорода при составлении полуреакций 1. В кислой среде, ни в левой ни в правой частях, не должно быть ионов OH –. Уравнение осуществляется за счет ионов Н+ и молекул воды. 2. В щелочной среде, ни в левой, ни в правой частях, не должно быть ионов Н+. Уравнение осуществляется за счет ионов OH– и молекул воды. 3. В нейтральной среде ни ионов Н+ ни ионов OH– в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться. 4. Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород в форме : О –2 связывается в кислых растворах ионами водорода (Н+) в воду, в нейтральных и щелочных растворах в гидроксид-ионы: в кислых растворах: О –2 + 2Н+ = Н 2 О в нейтральных растворах О –2 +Н+ =ОH– в щелочных растворах: О –2 +НOH = 2OH– 5. Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, в щелочных за счет гидроксид-анионов: в кислых: Н 2 О =О –2 + 2Н+ в нейтральных Н 2 О =О –2 + 2Н + в щелочных растворах: 2OH – = О –2 + Н 2 О

11 Решение заданий части С1 ЕГЭ Восстановители: Металлы, Н 2, уголь, СО – оксид углерода(II) H 2 S, SO 2, H 2 SO 3 ) и её соли HJ,HBr,HCl SnCl 2,FeSO 4,MnSO 4, Cr 2 (SO 4 ) 3 HNO 2 -азотистая кислота NH 3 –аммиак NO- оксид азота (II) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе

12 Окислители: Галогены KMnO 4, K 2 MnO 4, MnO 2, K 2 Cr 2 O 7, K 2 CrO 4 HNO 3 -азотная кислота H 2 O 2 – пероксид водорода О 3 – озон, О 2 H 2 SO 4 – конц., H 2 SеO 4 CuO, Ag 2 O, PbO 2 Ионы благородных металлов (Ag +, Au 3+) FeCl 3 Гирохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

13 Восстановленные формы некоторых окислителей : KMnO 4 (перманганат-ион) Na 2 Cr 2 O 7 (дихромат-ион) MnO 4 -Mn +2 (среда кислотная) Cr 2 O 7 2- Cr +3 (среда кислотная) MnO 4 - MnO 2 (среда нейтральная) Na 2 CrO 4 (хромат-ион) MnO 4 - MnO 4 2- (среда щелочная) CrO4 2- [Cr(ОН) 6 ] 3- (среда щелочная) Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода. Пероксид водорода как окислитель: Пероксид водорода как восстановитель: Н 2 О 2 + 2Н + + 2е = 2 Н 2 О, 1) в кислотной среде: Н 2 О 2 – 2e = O 2 + 2H + ; 2) щелочной среде: Н 2 О 2 + 2ОН - – 2e = O 2 +2 Н 2 О

14 Закрепление Составьте уравнение одной из 4 предложенных ОВР ионно-электронным методом или методом электронного баланса. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + … CrCl 3 + Br 2 + КОН К 2 CrO 4 + KBr + … NaNO 2 + KI + H 2 SO 4 I 2 + NO + … KIO 3 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 I 2 + O 2 + …

15 Домашнее задание 1.Уравняйте методом электронного баланса следующие схемы химических реакций: KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 O K 2 SO 4 + MnO 2 + КOH KMnO 4 + K 2 SO 3 + КOH K 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

16 Домашнее задание 2.Уравняйте удобным для вас методом следующие схемы химических реакций: KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + … CrCl 3 + Br 2 + КОН К 2 CrO 4 + KBr + … NaNO 2 + KI + H 2 SO 4 I 2 + NO + … KIO 3 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 I 2 + O 2 + …

17