МБОУ СОШ №39 им. г. Владикавказа
Учитель химии и биологии
Тема урока: «Составление уравнений ОВР различными методами».
Цель урока: расширить и углубить знания о ОВР; совершенствовать умения и навыки в составлении ОВР методом электронного баланса; отражать сущность ОВР методом электронного баланса; закрепить понятия «окислитель», «восстановитель», процесс окисления, процесс восстановления; дать учащимся представление о составлении реакций электронно – ионным методом (методом полуреакций); дать представление о составлении ОВР подстрочным методом.
Задачи: рассмотреть правила и алгоритмы составления уравнений ОВР; научить учащихся определять возможность протекания реакции между данными веществами; научить определять продукты реакции с опорой на схемы; раскрыть сущность методов полуреакций и подстрочного метода; совершенствовать практические навыки при выполнении лабораторных опытов; познакомить учащихся с заданиями ЕГЭ, научить применять знания для решения конкретных задач.
Тип урока: комбинированный.
Формы обучения: объяснение, рассуждение.
Методы обучения: наглядные (ТСО), словесные (диалог), практические (упражнения).
Оборудование: штативы с пробирками, раствор перманганата калия, раствор серной кислоты, раствор едкого кали, вода, раствор сульфита натрия.
Ход урока.
Организационный момент. Опрос: А) теоретическая часть – вопросы: какие реакции называются окислительно- восстановительными, что называется процессом окисления/восстановления; как изменяется степень окисления элемента при восстановлении/окислении и т. п.Б) Практическая часть. 1А. Какие из приведенных ниже процессов представляют собой: окисление, какие – восстановление. Определите число принятых или отданных в каждом случае электронов.
1 вариант | 2 вариант |
А) Cl+5→ Cl+7 Б) Аl0 → Al+3 В) Cu+2 → Cu0 | А)O20 → 2O-2 Б) N+5 → N+3 В) 2N-3 → N20 |
1 Б. Расставить коэффициенты методом электронного баланса методом электронного баланса, указать окислитель, восстановитель, процессы окисления, восстановления; указать тип реакции
1 вариант | 2 вариант |
А) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 +O2↑ Б) Br2 + NaOH → NaBrO3 +NaBr +H2O В) S + KClO3 → SO2 + KCl | А) KClO3 + P → P2O5 + KCl Б) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 В) HNO2 → NO + NO2 + O2↑ |
Изложение нового материала. Сегодня на уроке мы с вами познакомимся со способами определения продуктов в ОВР и еще двумя методами расстановки коэффициентов в схеме реакций – методом полуреакций и подстрочным методом составления ОВР.
Чтобы приступить к написанию схемы реакции, необходимо ответить на вопрос: а возможна ли ОВР между данными веществами? Здесь необходимо помнить о том, что во время протекания любой ОВР один из участников реакции окисляется (степень окисления его при этом повышается), а другой – восстанавливается (степень окисления при этом понижается). Исходя из этого, следует, что если оба участника реакции находятся в состояниях с наиболее высокой или, наоборот, наиболее низкой степенью окисления, то реакция между ними невозможна.
Для составления схемы реакции необходимо учитывать влияние среды на характер протекания ОВР и на особенности некоторых соединений в этих реакциях.
Проецируется на доску приведенная ниже схема: Окислители и восстановители. Продукты реакции.
Окислители | Восстановители |
Галогены и их соединения (исключение – фтор) | |
Hal2 → 2Hal- HalO - → Hal- HalO3- → Hal- | 2Hal - → Hal2 |
Соединения марганца | |
MnO4- → MnO42- (щелочная среда) MnO4- → Mn2+ (кислая среда) MnO4- → MnO2 (нейтральная среда) MnO2 →Mn2+ (кислая среда) | Mn2+ → MnO2 |
Соединения хрома | |
Cr2O72- → 2Cr3+ (кислая среда) | Cr3+ → CrO42- (щелочная среда) Cr3+ → Cr2O72- (кислая среда) |
Соединения свинца, олова, железа | |
PbO2 → Pb2+ (кислая среда) Sn4+ → Sn2+ Fe3+ → Fe2+ | Sn2+ → Sn4+ Fe2+ → Fe3+ |
Соединения серы | |
SO42- + KI → S2- SO42- + KBr → S0 SO32- → S0 (кислая среда) H2SO4 H2SO4 (разб) + Ме (левее Н2 в ряду активности) → Н2↑ H2SO4 (конц) + тяжел. Ме, неме- таллы, KBr → S+4O2 + актив. Ме, сильн. восст-ли → H2S или S0 | S0→ SO2 S2- → S0 SO32- → SO42- |
Соединения азота | |
NO2- → N+2O (кислая среда) HNO3 c Me HNO3 (разб) + малоакт. Ме → N+2O + активн. Ме → N2+1 O HNO3 (оч. разб) + активн. Ме→ N-3H4NO3 HNO3 (конц) + тяжел. Ме →N+4O2 + неметалл →N+4O2 + Na2S → N+4O2 | N-3H3 → N20 NO2- → NO3- |
Окисление H2O2 | Восстановление Н2О2 |
Кисл. среда Н2О2- 2е - → О2↑ + 2Н+ Щел. среда Н2О2 + 2ОН - - 2е - →О2↑+2Н2О Нейтр. среда Н2О2 -2е - → О2↑ + 2Н+ | Н2О2 +2Н+ + 2е - → 2Н2О Н2О2 + 2е - → 2ОН- Н2О2 + 2е - → 2ОН- |
Электронно – ионный метод основан на составлении уравнений для процессов окисления и восстановления реально существующих ионов с последующим их суммированием в общее уравнение. Ионы, которые не изменяются в ходе реакции, в уравнениях полуреакций не рассматриваются. Этот метод дает в конечном итоге выйти практически на все коэффициенты уравнения.
Так как большинство ОВР протекают в растворах, среда может быть разной (щелочной, нейтральной или кислотной). Все вещества в растворах находятся в виде анионов и катионов, т. к. вещества диссоциируют. В схеме баланса записывают не отдельные элементы, а катионы и анионы, в состав которых они и входят (сильные электролиты). Слабые электролиты (газы, нерастворимые вещества) записываются в виде молекул. Необходимым условием является подсчет атомов кислорода в этих частицах и среда, в которой протекает ОВР.
Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в кислотной среде.
1) Записываем схему реакции.
2) Записываем в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые электролиты, твердые и газообразные вещества записываем в молекулярном виде.
3) Соблюдаем баланс веществ и баланс зарядов (закон сохранения массы и энергии).
4) Для уравнивания числа атомов кислорода в полуреакции в ту часть, где он в избытке, добавляем столько катионов водорода Н+, чтобы, связавшись с атомами кислорода, образовалась молекула воды:
• добавляем Н+ в ту часть полуреакции, где избыток кислорода;
• в противоположную часть добавляем Н2О;
• уравниваем атомы кислорода, затем атомы водорода;
• подсчитываем заряды в полуреакциях, уравниваем заряд, для этого отнимаем или добавляем электроны.
5) Уравниваем число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
6) Суммируем сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.
7) Сокращаем в правой и левой части одинаковые молекулы и ионы.
8) Добавляем недостающие катионы или анионы. Следует учесть, что количество добавляемых ионов в правую и левую части ионного уравнения должно быть одинаковым.
Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в щелочной среде.
Для уравнивания атомов водорода и кислорода в уравнениях для щелочной среды:
• добавляем воду в ту часть полуреакций, где избыток кислорода;
• в противоположную часть добавляем удвоенное число гидроксид-ионов;
• перед Н2О ставим коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в правой и левой частях полуреакций, а перед ОН─ - его удвоенный коэффициент.
Алгоритм оформления уравнений ОВР, протекающих в нейтральной среде.
Среда условно принимается в качестве нейтральной. В силу протекающего в растворе гидролиза вещества среда может быть слабокислотной или слабощелочной, поэтому полуреакции можно оформлять двумя способами.
Способ 1 – без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, в левые части полуреакций добавляют воду и тогда одну полуреакцию оформляем как для кислотной среды (добавляется Н2О + Н+), а в другую – как для щелочной среды (добавляется Н2О + ОН─).
Способ 2 – если при оформлении полуреакций появляется небольшой избыток Н+ или ОН─ ионов, то обе полуреакции удобнее и правильнее будет оформлять как для кислотной или щелочной среды.
Помимо этого следует учитывать, что в кислой среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов ОН-. Уравнивание осуществляется за счет ионов Н+ и молекул воды; в щелочной среде ни в левой, ни в правой части не должно быть ионов Н+. Уравнивание осуществляется за счет ионов ОН - и молекул воды; в нейтральной среде ни ионов Н+, ни ОН - в левой части быть не должно. Однако в правой части среди продуктов реакции они могут появиться.
Далее проводится лабораторный опыт. В 3 пробирках с раствором перманганата калия создается различные среды для протекания реакций. Чтобы подкислить раствор, добавляется несколько капель серной кислоты, во вторую раствор едкого кали - раствор подщелачиваем, в третью –воду, среда нейтральная. Во все пробирки приливается раствор сульфита калия. Учащиеся в тетрадях фиксируют происходящие в пробирках изменения. (в кислой среде идет обесцвечивание раствора, в нейтральной – выпадение осадка, в щелочной среде раствор меняет окраску на зеленую).
Далее на доске записываются схемы всех трех реакций и предлагается самостоятельно определить продукты реакций (опираясь на приведенные выше схемы).
KMn+7 O4 + H2SO4 + Na2S+4 O3 →ок-ль среда вос-ль
Записывается общий ионный вид:
SO32- + MnO4- + 2Н+ → SO42- + Mn2+ + H2O
частица с частица с кислая
недост «О» избыт «О» среда
+5e-
MnO4- + 8H+ -----→ Mn2’+ + 4H2O 2
(-1+8=+7) +2
-2e- 10
SO32- + H2O -----→ SO42- + 2H+ 5
(-2+0= -2) (-2+2=0)
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O → 2Mn2+ 8H2O + 5SO42- + 10H+
6H+ 3H2O
Полученные таким образом коэффициенты переносятся в уравнение:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O
KMnO4 + KOH + Na2SO3 → KMnO4 + H2O + Na2SO3 →
Далее учащимся предлагается ознакомиться с подстрочным методом составления ОВР. Этот метод быстрый, используется при решении тестовых заданий для экономии времени.
Алгоритм решения: 1) определяем степени окисления элементов, 2) определить количество отданных и принятых элементами электронов (с учетом индексов), 3) под формулами в уравнении прописываем количество отданных и принятых электронов, 4) подводится баланс, 5) найденные значения проставляем таким образом, чтобы количество отданных электронов оказалось перед формулой того вещества, где они принимаются и наоборот.
2KMn+7O4 + 2KOH + Na2S+4O3 → Na2S+6O4 + 2 K2Mn+6O4 + H2O
1 2
Далее закрепление материала, вопросы.
Оцениваются результаты деятельности учащихся на уроке.
Домашнее задание: составить ОВР тремя методами:
А) K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 → NaNO3 +…+Cr2(SO4)3 +…
Б) KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S +… +…
В) H2O2 + …+ H2SO4 → O2 + MnSO4 +…+…
