Разработка урока с презентацией на тему "Составление уравнений ОВР методом электронного баланса"

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.

Выбранный для просмотра документ pril2.doc

Приложение 2

Важнейшие восстановители и окислители

СО – оксид углерода( II )

HNO 2 - азотистая кислота

NO - оксид азота ( II )

Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза

Катод при электролизе

HNO 3-азотная кислота

H 2 O 2 – пероксид водорода

Ионы благородных металлов ( Ag + ,

Гипохлориты, хлораты и перхлораты

Анод при электролизе

Восстановленные формы некоторых окислителей:

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 (дихромат-ион)

MnO 4 - → MnO 4 2- (среда щелочная) CrO 4 2- → [ Cr (ОН)6] 3- (среда щелочная)

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода :

Пероксид водорода как окислитель: Пероксид водорода как восстановитель:.

2) щелочной среде:

Выбранный для просмотра документ pril3.ppt

Описание презентации по отдельным слайдам:

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса

Цели урока: Углубить знания по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса; 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.

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.

Задание 1: Определите валентность и степени окисления элементов в следующих соединениях: СН4, Cl2, СО2, NH3, C2H4, СН3СOOH, V2O5, Na2B4O7, KClO4, K2HPO4, Na2Cr2O7.

IV I I IV II III I IV I С-4Н+14, Cl02, С+4О-22, N-3H+13, C-22H+14, IV I IV II II I V II С-3Н+13С+3O-2O-2H+1, V+52O-25, I VII II I I V II I VI II K+1Cl+7O-24, K+12H+1P+5O-24, Na+12Cr+62O-27.

Задание 2: В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО2 проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя? а) 2MnO2 + 2H2SO4 →2MnSO4 + O2 + 2H2O; б) 2MnO2 + O2 + 4KOH→ 2K2MnO4 + 2H2O; в) MnO2 + H2 → MnO + H2O; г) 2MnO2 + 3NaBiO3 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3BiONO3 + 3NaNO3 + 2H2O

Задание №1. Определите, возможна ли в принципе ОВР между данными веществами? Если да, то определите восстановитель и окислитель в реакции KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → … P + HNO3 + Н2О → K2Cr2O7 + HNO3→ …

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.

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.

Восстановители: Металлы, Н2, уголь, СО – оксид углерода(II) H2S, SO2, H2SO3 и её соли HJ, HBr, HCl SnCl2 ,FeSO4 ,MnSO4, Cr2(SO4)3 HNO2 -азотистая кислота NH3 –аммиак NO- оксид азота (II) Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза Катод при электролизе

Окислители: Галогены KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K2CrO 4 HNO3-азотная кислота H2O2 – пероксид водорода О3 – озон, О2 H2SO 4 – конц., H2SеO4 CuO, Ag2O, PbO2 Ионы благородных металлов (Ag +, Au3+) FeCl3 Гирохлориты, хлораты и перхлораты «Царская водка» Анод при электролизе

Восстановленные формы некоторых окислителей: KMnO4 (перманганат-ион) Na2Cr2O7 (дихромат-ион) MnO4-→Mn+2 (среда кислотная) Cr2O72-→ Cr+3 (среда кислотная) MnO4-→ MnO2 (среда нейтральная) Na2CrO4 (хромат-ион) MnO4-→ MnO4 2- (среда щелочная) CrO42-→ [Cr(ОН)6]3- (среда щелочная) Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода. Пероксид водорода как окислитель: Пероксид водорода как восстановитель: Н2 О2 + 2Н+ + 2е = 2 Н 2 О, 1) в кислотной среде: Н2О2 – 2e = O2 + 2H+; 2) щелочной среде: Н2О2+ 2ОН- – 2e = O2+2 Н2О

Домашнее задание Параграф 19, упр 2 Расставить коэффициенты в одном из предложенных уравнений CrCl3 + Br2 + КОН → К2CrO4 + KBr + … NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO + … KIO3 + H2O2 + H2SO4 → I2 + O2 + …

Выбранный для просмотра документ урок.docx

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса .

Цель: углубление знаний по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.

Образовательные: повторить основные понятия о процессах окисления и восстановления, степени окисления, окислителях и восстановителях, рассмотреть сущность окислительно-восстановительных реакций, выработать умения по составлению уравнений химических реакций, протекающих в различных средах методом электронного баланса.

Развивающие: способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету, способствовать развитию речи учащихся, формирование умения анализировать, сопоставлять, и обобщать знания по теме.

Воспитательные: воспитание осознанной потребности в знаниях, совершенствовать умение выслушивать мнение каждого члена коллектива

Оборудование и реактивы:

персональный компьютер, проектор, презентация;

раствор соляной кислоты и кусочки цинка, железные гвозди и раствор медного купороса, растворы перманганата калия, серной кислоты, сульфита натрия, пробирки в штативе на каждом столе;

инструкция “Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса”;

таблицы: “Окислители и восстановители”.

Словесные (беседа, объяснение).

Наглядные (компьютерная презентация, инструкции, таблицы).

Практические (демонстрация и выполнение опытов).

1. Актуализация знаний .

Беседа (фронтальная) по ранее изученному материалу.

1) Какие реакции называются окислительно- восстановительными?

Окислительно - восстановительные реакции – это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

2) Что такое процесс окисления?

Окисление – это процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается.

3) Какой процесс называется восстановлением?

Восстановление – это процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается.

4) Как называются частицы, отдающие электроны?

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются; являются восстановителями.

5) Как называются частицы, принимающие электроны?

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, восстанавливаются; являются окислителями.

6) Что такое «степень окисления»?

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна (условный заряд атома, который мы приписываем ему в случае принятия или отдачи электронов).

7) Какой метод составления уравнения окислительно-восстановительных реакций вы знаете? Какое правило лежит в основе этого метода?

Самостоятельная работа учащихся у доски по карточкам (с дальнейшим обсуждением). (Слайд 4-5)

1. Определите валентность и степени окисления элементов в следующих соединениях:

Ответ: Для выполнения задания можно использовать приложение 1.

IV I I IV II III I IV I IV I IV II II I V II

С -4 Н +1 4 , Cl 0 2 , С +4 О -2 2 , N -3 H +1 3 , C -2 2 H +1 4 , С -3 Н +1 3 С +3 O -2 O -2 H +1 , V +5 2 O -2 5 ,

I VII II I I V II I VI II

K +1 Cl +7 O -2 4 , K +1 2 H +1 P +5 O -2 4 , Na +1 2 Cr +6 2 O -2 7 .

2. В каких из приведенных ниже уравнений реакций MnО 2 проявляет свойства окислителя, а в каких – восстановителя? (Слайд 6)

Окислитель принимает электроны и при этом степень окисления понижается, значит, в случаях а и в MnО 2 является окислителем. Восстановитель отдает электроны и при этом степень окисления повышается, значит, в случаях б и г MnО 2 является восстановителем.

II. Мотивация и целеполагание.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично, оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче или присоединении электронов.

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты. Они лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Человечество давно пользовалось ОВР, вначале не понимая их сущности. Лишь к началу 20-го века была создана электронная теория окислительно-восстановительных процессов.

III. Отработка и расширение знаний.

Задание №1. Определите, возможна ли в принципе ОВР между данными веществами? Если да, то о пределите восстановитель и окислитель в реакции. (Слайд 7)

Инструктаж перед выполнение лабораторных опытов

Выполнение лабораторных опытов.

Взаимодействие раствора соляной кислоты с цинком;

Взаимодействие железного гвоздя и раствора медного купороса

Вывод после проведения опытов: к ОВР обязательно относятся все реакции замещения и реакции, в которых присутствуют простые вещества.

2. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления в исходных и конечных веществах, когда известны все исходные вещества и продукты реакции. (Слайд 6) Этот метод хорошо знают и используют все учащиеся при расстановке коэффициентов. И данным методом действительно удобно пользоваться и в неорганической и органической химии, конечно, если даны полные схемы реакций.

Алгоритм составления уравнений ОВР методом электронного баланса. ( Приложение 1 )

Работа у доски: (Слайд 9)

1. Записать схему реакции:

2. Определить, атомы, каких элементов изменяют степень окисления:

3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

4. Умножить полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса по электронам:

5. Перенести множители из электронных уравнений в молекулярное уравнение реакции:

6. Проверить выполнение закона сохранения массы (число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым) и, если требуется, ввести новые или изменить полученные коэффициенты:

Выполнение лабораторного опыта 3 : (правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксид калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия. Отметьте, как изменяется окраска раствора в каждой пробирке.

Результаты лабораторного опыта:

Продукты восстановления KMnO 4 (MnO 4 - ):

в кислой среде – Mn +2 (соль), бесцветный раствор;

в нейтральной среде – MnO 2 , бурый осадок;

в щелочной среде - MnO 4 2- , раствор зеленого цвета.

Задание . Даны схемы реакций :

Задание разноуровневое: сильные учащиеся записывают продукты реакции самостоятельно:

Подберите коэффициенты методом электронного баланса по алгоритму (Приложение 1). Укажите окислитель и восстановитель.

2 KMnO 4 + 5 Na 2 SO 3 + 3 H 2 SO 4 → 2 MnSO 4 + 5 Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O → 2MnO 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 +Na 2 SO 4 + H 2 O

Кроме перманганата калия окислительной способностью обладают и другие вещества. Можно с ними познакомиться в приложении 2.

1) H 2 SO 4 (разбавленная), окислитель Н +1

Продукт восстановления металлом, стоящим в ряду напряжения до водорода, – Н 2 .

H 2 SO 4 (разб.) + Cu не реагирует.

2) H 2 SO 4 (концентрированная), окислитель S +6

В зависимости от активности металла продукты восстановления концентрированной H 2 SO 4 разные: H 2 S; S; SO 2 . Продукт восстановления зависит также и от концентрации кислоты

3) HNO 3 , окислитель N +5

Концентрированная HNO 3 пассивирует такие металлы, как Fe, Cr, Al, что связано c образованием на поверхности этих металлов тонкой, но очень плотной оксидной пленки.

Au и Pt не реагируют с HNO 3 , но эти металлы растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1.

Au + 3HCl (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCl 3 + NO + 2H 2 O.

4) К 2 С r 2 O 7 в кислой среде восстанавливается до Cr 3+

в нейтральной среде до С r 2 O 3

в щелочной среде до CrO 4 2-

Окислительно-восстановительные реакции в органической химии связано либо с образованием связей по кислороду, либо с отщеплением водорода.

Правило образование связей: - ОН → -1е

отщепление 1атома Н → -1е

IV. Первичное закрепление:

Составьте уравнение одной из 4 предложенных ОВР методом электронного баланса. (У доски работают 4 учащихся), после составления уравнений сравнивают правильность выполнения задания.

Самостоятельная работа:

1. Какой из неметаллов является сильным окислителем?

1)фтор 2)сера 3)озон 4)кремний

2. Степень окисления серы в сульфате калия равна

3. В каком из приведенных реакций атом хлора выступает в роли восстановителя

2) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

4. Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в данной реакции:

Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

A ) S О 2 + N О 2 = S О 3 + NO 1) -1 → 0 Б) 2 NH 3 + 2 Na = 2 NaNH 2 + H 2 2) 0 → -2 В) 4 N О 2 + О 2 + 2 H 2 О = 4 HN О 3 3) +4 → +2 Г) 4 NH 3 + 6 NO = 5 N 2 + 6Н 2 О 4) +1 → 0 5) +2 → 0 6) 0 → - 1

5. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

6. Используя метод электронного баланса составить уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

1. В каком из перечисленных соединений атом серы находится в степени окисления +6

2. Какой элемент восстанавливается в реакции Fe 2 O 3 + CO = Fe + СО 2

1)железо 2)кислород 3)углерод

3. Выберите уравнение реакции, в котором элемент углерод является окислителем.

2) CO 2 + 2Mg = 2MgO + C

Уравнение реакции Изменение степени окисления окислителя

📎📎📎📎📎📎📎📎📎📎