Окислительно – восстановительные реакции

Цели урока:
Образовательная цель:
Знать сущность степени окисления, окислительно-восстановительных процессов, происходящих с веществами, изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодах и группах в ПСХЭ Д И. Менделеева, основные окислители и восстановители.

Уметь определять степени окисления элементов в простых и сложных веществах, различать понятия: степень окисления, валентность и заряд иона, составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, определять окислительно-восстановительные свойства веществ, предсказывать продукты реакций, раскрывать сущность окислительно- восстановительных процессов.
Уметь сравнивать, находить причинно-следственные связи, анализировать, делать выводы, работать с алгоритмами, наблюдать, работать в парах.

Воспитательная цель:
Уметь слушать учителя и своих одноклассников, быть внимательным к себе и окружающим, оценивать себя и других, вести беседу.

Учитель: С окислительно-восстановительными реакциями связаны природные процессы обмена веществ, брожения, круговорота веществ в природе. Эти реакции можно наблюдать при сгорании топлива, в процессе коррозии металлов, при электролизе, выплавке металлов.
ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Что такое степень окисления?

Ученик: Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычислительный исходя из предположения, что все связи в соединении ионные (то есть электронные пары полностью смещены в сторону атомов с большей электроотрицательностью, а соединение нейтральное). Степень окисления может быть положительной, отрицательной, нулевой.

Учитель: Как можно определить степень окисления?
Ученик: Правила определения степени окисления:
В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20);
Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1;
Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2;
Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.

Ученик: Правила определения степени окисления:
В простом веществе элемент имеет нулевую степень окисления (К0,О20);
Водород в соединениях (исключение –гидриды металлов NaH-1, CaH2-1 и др.) имеет степень окисления +1;
Кислород в соединениях (исключение пероксиды [-1] и F2O[+2] имеет степень окисления -2;
Степень окисления металлов в соединениях положительная и зависит от валентности, у щелочных металлов +1, у щелочноземельных металлов +2, у алюминия+3.

В молекуле сумма степень окисления всех элементов равна нулю, в ионе алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона.
К2+1Mn(Х)O4-2 К2 +1Сr2 (х)O7-2
2(+1)+х+4(-1)=0 2(+1)+2х+7(-2)=0
Х=+6 х=+6
К2+1Mn+6O4-2 К2 +1Сr2+6O7-2

Задания на повторение:
1. Определите степени окисления всех атомов в соединениях:
а) KNO2 д) H2SO4
б) KMnO4 ж) NH3
в) NaH з) H2S
г) FeCL3 и) KCLO3

Учитель: ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
Например, H +2S+6O4-2+Fe0 → Fe+2S+6O-24 + H02
2H + →H02
Fe0 → Fe+2

Задание:
Среди перечисленных реакций укажите те реакции, которые являются окислительно- восстановительными.
а) H2SO4+BaCl2→BaSO4 + 2HCL
б) Pb(NO3)2+Zn→Zn(NO3)2 + Pb
в) Pb(NO3)2 + 2HCL →PbCL2 + 2HNO3
г) 2H2S + 3O2→ 3S + 2H2O

Учитель: Окислительно – восстановительные реакции – это такие реакции, в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления .
Окисление – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. При окислении степень окисления увеличивается. Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями.
Н20 -2е = 2Н+1
Zn0 -2e = Zn+2

Восстановление – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. Степень окисления при восстановлении уменьшается. Атомы, молекулы или ионы, которые принимают электроны, называются окислителями.
Br2 0+2e =2Br-1
Zn+2+2e=Zn0

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы. Число электронов, отданных окислителем в ОВР, всегда равно числу электронов, принятых восстановителем.
При составлении ОВР используется метод электронного баланса. Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование при составлении уравнений этим методом: число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. Рассмотрим, как составляется электронный баланс, (алгоритм).

Метод электронного баланса.
Метод электронного баланса.
Пример: Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении химической реакции:
AL +HCL → ALCL3 +H2
Определите окислитель и восстановитель.

Решение :
Записать схему реакции, например: AL +HCL → ALCL3 +H2
Определите степени окисления элементов и найти элементы, которые изменяют степени окисления: AL0 +H+1CL-1 → AL+3CL3-1 +H20
3. Написать уравнение процессов окисления и восстановления обязательно учитывать количество атомов элементов, участвующих в процессах:
АL0 -3e = AL+3
2H+1+2e=H20

Решение :
4. Уравнять число отданных и принятых электронов и определить коэффициенты при окислителе и восстановителе.
АL0 -3e = AL+3 |2-процесс окисления АL 0 -восстановитель
2H+1+2e=H20 |3-процесс восстановления, H+1 – окислитель
-----------------------------------------------------------------
2 АL0+6Н+1 = 2 АL+3 +3Н20

Решение:
5. Перенести полученные коэффициенты с учетом числа атомов элементов, участвующих в процессах, в молекулярное уравнение и, используя закон сохранения массы, уравнять его.
2AL +6HCL → 2ALCL3 +3H2

Проверить число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения:
В левой части правой части
2 атома AL = 2 атома AL;
6 атомов Н = 6 атомов Н
6 атомов CL = 6 атомов CL

Вывод: реакция уравнена.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление окислением. Не бывает одного процесса без другого. ОВР – это единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

Возникают трудности
с определением числа электронов и типа процесса (т.е. +ē или
– ē). Например, N +5 ? хē →N+2
Можно рекомендовать следующий прием: 5 – 2 = +3
Или алгебраическое уравнение, обозначив число электронов через х. электроны заряжены отрицательно, учтем это при составлении уравнения:
+5 + (-х) = +2
+5 – 2 = х
Х = 3
Надо принять 3 электрона. Записываем это:
N +5 +3ē →N+2 окислитель (восстановитель).

Следующий пример:
N -5 ? хē →N+3
-2 + (-х) = +3
-2 + (-3) = х
Х = -5
N -2 -5ē →N+3 восстановитель (окисляется).

Задание для закрепления.
Рассмотрите следующие примеры:
а) S+6 →S0 в) S+6→S-2
б) S+4→S-2 г) S+4→S+6
Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях.
а) N2 + O2 →2NO б) 2 F2 + 7O2 →2 F2O7
в) Fe + S → FeS г) S + O2 → SO2
д) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
ж) Mg + H2SO4→Mg SO4+ H2S ↑+ H2O

Домашнее задание:
Расставьте коэффициенты c помощью электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:
a) К + HCL→HCL + H2
б) N2+O2 →N2O3
в) Zn + H2SO4→ Zn SO4+ S↓ + H2O
г) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O