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 , таблица растворимости кислот, солей и оснований.
Материальное обеспечение: раздаточный материал (карточки, опорные конспекты).
Литература:
Основная: , . Аналитическая химия, - М.: Высшая школа, 1971.
Дополнительная: 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
Организационный этап Ознакомление студентов с темой и целью занятия Мотивация обучения Актуализация опорных знаний:Определение солей как класса соединений
Комментарий ответов и работ студентов Преподавание и изучение нового материала Запись плана. Понятие о методе ионно – електронного баланса Методика подбора коэффициентов в ОВР методом ионно-электронного баланса Закрепление знаний студентов: письменная самостоятельная (или аудиторная фронтальная) работа, комментарий этой работы. Итог занятия – Основные моменты прочитанной лекции Домашнее задание , «Аналитическая химия» с. 93-96.Ход занятия
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) | + |
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 = 2MnО2(т) + 3Na2SO4 + 2КОН
MnO4− + H2О + 3SO32− = 2 MnО2(т) + 3SO42 + 2ОН
MnO4− + 2 H2О + 3e− = MnО2(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−).
Обобщение, систематизация и контроль знаний обучающихсяОпрос
Что собой представляет окислительно-восстановительная реакция? В каких случаях используют метод электронно–ионного баланса при составлении ОВР? Из каких этапов складывается метод ионно-электронного баланса?Решение задач
(фронтальная работа)
Рассчитать степень окисления элементов в галогенидах: CaCl2, AlBr3, TiCl4, Cu2I2, CCl4, SbCl5, PBr3.PBr5, FeCl2, FeCl3, AsBr3, TiCl3, S2Cl2, ZrBr4. 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]. 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
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 +HNO3(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
Итог занятия. Сообщение домашнего задания
