Методическая разработка комбинированного занятия по химии "Окислительно-восстановительные реакции"

Михайловский филиал ГАПОУ "Волгоградский медицинский колледж"

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА
КОМБИНИРОВАННОГО
ЗАНЯТИЯ
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Общеобразовательная учебная дисциплина Химия
Курс: 1
Специальность: Сестринское дело
Форма обучения: очная

Количество часов: 2
Разработчик: Анкудинова Н.Н.

Методическая разработка

рассмотрена и одобрена

на заседании УМО

Протокол____от_______

Председатель УМО ________________

Михайловка, 2016

Мотивация изучения темы Окислительно-восстановительные реакции неотъемлемая часть превращения веществ в биологических системах. В том числе, они занимают главенствующую роль в обменных процессах, происходящих в организме человека. В результате окислительно-восстановительных реакций организм получает необходимые питательные вещества и вещества богатые энергией. Понимание этих процессов позволяет лучше понять функционирование организма, составить целостную картину восприятия.

Цели занятия:

Учебные цели студент должен

знать условия течения реакций в растворах электролитов до конца, сущность окислительно-восстановительной реакции, понятие степени окисления, способы защиты металла от коррозии, принцип действия гальванического элемента, процесс электролиза

уметь характеризовать окислительно-восстановительные реакции, составлять окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса, определять возможность протекания окислительно-восстановительных реакций, владеть основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями, уверенно пользоваться химической терминологией и символикой.

Способствовать формированию представлений о месте химии в современной научной картине мира.

Способствовать проявлению студентами логического мышления.

Создать условия для понимания роли химии в формировании кругозора и функциональной грамотности человека для решения практических задач.

Развивающие цели

Обеспечить развитие познавательных интересов и интеллектуальных способностей в процессе моделирования химического эксперимента, самостоятельного приобретения знаний в соответствии с возникающими жизненными потребностями

Способствовать формированию мировоззрения, соответствующего современному уровню развития науки и общественной практики; основ саморазвития, самообразования и самовоспитания

Формировать готовность и навыки сотрудничества со сверстниками и взрослыми в образовательной деятельности; умение самостоятельно определять цели деятельности и составлять планы деятельности; готовность и способность к самостоятельной информационно-познавательной деятельности, владение навыками получения необходимой информации

Воспитательные цели

Способствовать принятию и реализации ценностей здорового и безопасного образа жизни; бережному, ответственному и компетентному отношению к физическому и психологическому здоровью

Формировать умение выбирать успешные стратегии в различных ситуациях; навыки разрешения проблем; критически оценивать и интерпретировать информацию, получаемую из различных источников; умение самостоятельно оценивать и принимать решения, определяющие стратегию поведения, с учетом гражданских и нравственных ценностей;

Формируемые результаты учебной деятельности

сформированность представлений о месте химии в современной научной картине мира; понимание роли химии в формировании кругозора и функциональной грамотности человека для решения практических задач;

владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой;

владение основными методами научного познания, используемыми в химии: наблюдение, описание, измерение, эксперимент; готовность и способность применять методы познания при решении практических задач;

сформированность умения давать количественные оценки и проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

владение правилами техники безопасности при использовании химических веществ;

сформированность собственной позиции по отношению к химической информации, получаемой из разных источников.

Интеграционные связи внутридисциплинарные «Строение атома», «Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева»

Формы организации учебной деятельности студентов фронтальная, индивидуальная, коллективная

Применяемые на занятии технологии обучения проблемное обучение, личностноориентированное обучение, деятельностные технологии

Применяемые на занятии методы обучения

по источнику информации: словесные, наглядные

по степени активности обучаемых: действие по образцу, работа в парах

Оснащение учебник, раздаточный материал

Основные этапы занятия с указанием хронометража

Орг.момент 2 минуты

Проверка знаний и умений 15 минут

Объяснение нового материала 25 минут

Закрепление вновь изученного 43 минут

Подведение итогов занятия 3 минуты

Домашнее задание 2 минуты

Список литературы

1. Кузменко Н.Е. Сборник задач и упражнений по химии. /Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин.-М.: Экзамен, 2002.-544 с.

2. Пустовалова Л.М. Общая химия. / Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. – Ростов н/Д : Феникс, 2006. – 478 с.

Ход занятия

№ п/п	Название этапа	Описание этапа	Педагогическая цель этапа	Продолжительность этапа
	Орг. момент	Отмечаются отсутствующие и внешний вид студентов и аудитории, сообщается тема, цели с проведением мотивации, сообщается план проведения занятия	Создание рабочей атмосферы, формирование познавательного интереса к учебной деятельности по данной теме, дисциплинирование обучающихся, мотивация	2
	Проверка знаний и умений	а). проверка знаний по темам Строение атома, структура периодической системы Д.И. Менделеева. В частности электронные формулы атомов, процессы приема и отдачи электронов, окислитель, восстановитель. Определение «степень окисления», понятие о постоянной и переменной степени окисления. Определение переменной степени окисления атома в сложных соединениях. Работа в тетрадях и у доски с целью контроля правильности выполнения задания. Определите степень окисления атомов в соединениях: Мg2Р2О7, Fe2(SO4)3, Н3РО4, НСl, НСlO, NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2, CaO, H2SO4, P2O5, K3PO4, MnO2, H2S, Al(NO3)3, ZnSiO3, Na, PH3, CO, H2SO3, P2O3, Na3PO4, Mn2O7, K2S, Fe(NO3)3, CaSiO3, Li. б). подведение итогов контроля: Преподаватель обращает внимание на допущенные ошибки, вносит коррективы в ответы, отмечает лучших студентов и дает рекомендации, пояснения тем, кто допустил ошибки.	Определение уровня усвоения изучаемого материала, выявление слабых мест.	15
	Объяснение нового материала	Сообщение обучающимся новых знаний. Организация изучения нового учебного материала с использованием раздаточного материла (Приложение 1) и учебника, записи в тетрадях в соответствии с записями на доске	Формирование познавательного интереса к данной теме, побуждение к самостоятельной деятельности, помощь в осмыслении действий.	25
	Закрепление	Закрепление пройденного материала; уточнение, обобщение и систематизация полученных знаний. Работа в парах, выполнение заданий (Приложение 2) и взаимоконтроль.	Определение уровня усвоения изучаемого материала, выявление слабых мест. Формирование практических умений, необходимых для овладения последующими учебными дисциплинами. Выработка умений самостоятельной работы по данной теме.	43
	Подведение итогов занятия	Преподаватель кратко анализирует занятие и дает критическую оценку каждого его этапа, обращает внимание на хорошие результаты и на допущенные ошибки, выделяет лучшие работы и указывает на отставание, недостаточную подготовленность к занятию. Проверяет и оценивает учебные записи студентов, в соответствии с показателями и критериями, указанными в методических рекомендациях по управлению	Побуждение студентов к рефлексии, стимулирование интереса к учебе и ее результатам	5
	Задание на дом	Преподаватель дает четкие рекомендации по подготовке к следующему занятию, (учебник Общая химия Л. М. Пустовалова, стр93-100, Окислительно-восстановительные реакции), акцентируя внимание на главных вопросах	Обеспечение добросовестного и осознанного выполнения домашнего задания.	2

Приложение 1

Степень окисления

 

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

 

Например:

N₂H₄ (гидразин)

 

 

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

 

Расчет степени окисления

 

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

 

1.      Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).

 

2.      Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

 

3.      Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F₂^-1O⁺² и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

 

4.      Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

 

Примеры:

V₂⁺⁵O₅^-2;  Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2;  K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2;  N^-3H₃⁺¹;  K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2;  Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2

 

Реакции без и с изменением степени окисления

 

Существует два типа химических реакций:

 

A       Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

 

Реакции присоединения

SO₂ + Na₂O  Na₂SO₃

Реакции разложения

Cu(OH)₂  –^t CuO + H₂O

Реакции обмена

AgNO₃ + KCl  AgCl + KNO₃

NaOH + HNO₃  NaNO₃ + H₂O

 

B      Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

 

2Mg⁰ + O₂⁰  2Mg⁺²O^-2

2KCl⁺⁵O₃^-2  –^t 2KCl^-1 + 3O₂⁰­

2KI^-1 + Cl₂⁰  2KCl^-1 + I₂⁰

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1  Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + 2H₂O

 

Такие реакции называются окислительно - восстановительными.

 

Окисление, восстановление

 

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

 

H₂⁰ - 2ē  2H⁺

S^-2 - 2ē  S⁰

Al⁰ - 3ē  Al⁺³

Fe⁺² - ē  Fe⁺³

2Br ^- - 2ē  Br₂⁰

 

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

 

Mn⁺⁴ + 2ē  Mn⁺²

S⁰ + 2ē  S^-2

Cr⁺⁶ +3ē  Cr⁺³

Cl₂⁰ +2ē  2Cl^-

O₂⁰ + 4ē  2O^-2

 

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

 

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

 

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

 

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 

Классификация окислительно-восстановительных реакций

 

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

 

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

 

S⁰ + O₂⁰  S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

 

Cu⁺²O + C⁺²O  Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

 

Zn⁰ + 2HCl  Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

 

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄    I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

 

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

 

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃  3S⁰ + 3H₂O

  Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

 

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

 

2KCl⁺⁵O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

 

N^-3H₄N⁺⁵O₃  –^t N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

 

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂  2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель

 

Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

 

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

 

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O  2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂  HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH  KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

 

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

 

A       Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

 

Уравнение составляется в несколько стадий:

 

1.      Записывают схему реакции.

 

KMnO₄ + HCl  KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

 

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

 

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1  KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

 

3.      Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

 

Mn⁺⁷ + 5ē  Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē  Cl₂⁰

 

4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

 

Mn+7 + 5ē  Mn+2	2
2Cl-1 - 2ē  Cl20	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1  2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

 

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

 

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1  2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

 

B      Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

 

2Cl1- –  2ē 	Cl20		5
MnO41- + 8H+	+ 5ē 	Mn2+ + 4H2O	2
7+		2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺  5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

  Типичные реакции окисления-восстановления

 

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

 

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

 

Реакции в кислой среде.

 

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄  6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O

 

электронный баланс

Mn+7 + 5ē  Mn+2	2
S+4 – 2ē  S+6	5

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē  SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O  2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2-  2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

 

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

  Реакции в нейтральной среде

 

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O  3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂ + 2KOH

 

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6	3
Mn+7 + 3ē  Mn+4	2

 

метод полуреакций:

MnO41- + 2H2O + 3ē  MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^-  2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2-  2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

 

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

 

Реакции в щелочной среде.

 

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH  K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

 

электронный баланс

S+4 – 2ē  S+6	1
Mn+7 + 1ē  Mn+6	2

 

метод полуреакций:

SO32- + 2OH- - 2ē  SO42- + H2O	1
MnO41- + ē  MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^-  SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

 

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Таким образом,

  Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

 

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.

 

1)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄  K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰ + 7H₂O

 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
S-2 - 2ē  S0	3

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
H2S0 - 2ē  S0 + 2H+	3

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂S  2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S⁰

 

2)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Fe⁺²SO₄ + 7H₂SO₄  3Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 7H₂O

 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
Fe+2 – ē  Fe+3	6

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
Fe2+ - ē  Fe3+	6

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺  2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

 

3)      

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 14HCl^-1  3Cl₂⁰­ + 2KCl + 2Cr⁺³Cl₃ + 7H₂O

 

электронный баланс:

2Cr+6 + 6ē  2Cr+3	1
2Cl-1 – 2ē  Cl20	3

 

метод полуреакций:

Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O	1
2Cl1- - 2ē  Cl20	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 6Cl^- + 14H⁺  2Cr³⁺ + 3Cl₂⁰ + 7H₂O

  Окислительные свойства азотной кислоты

 

Окислителем в молекуле (см. также "Азотная кислота") азотной кислоты является N⁺⁵, который в зависимости от концентрации HNO₃ и силы восстановителя (например, активности металла - см. также тему " Азотная кислота") принимает от 1 до 8 электронов, образуя
N⁺⁴O₂;  N⁺²O;  N₂⁺¹O;  N₂⁰;  N^-3H₃(NH₄NO₃);

 

1)      

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.)  Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂­ + 2H₂O

 

электронный баланс:

Cu0 – 2ē  Cu+2	1
N+5 + ē  N+4	2

 

метод полуреакций:

Cu0 – 2ē  Cu+2	1
NO3- + 2H+ + ē  NO2 + H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu⁰ + 2NO₃^- + 4H⁺  Cu²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

 

2)      

3Ag⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.)  3Ag⁺¹NO₃ + N⁺²O­ + 2H₂O

 

электронный баланс:

Ag0 - ē  Ag+	3
N+5 + 3ē  N+2	1

 

метод полуреакций:

Ag0 - ē  Ag+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	1

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag⁰ + NO₃^- + 4H⁺  3Ag⁺ + NO + 2H₂O

 

3)      

5Co⁰ + 12HN⁺⁵O₃(разб.)  5Co⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰­ + 6H₂O

 

электронный баланс:

Co0 - 2ē  Co+2	5
2N+5 + 10ē  N20	1

 

метод полуреакций:

Co0 - 2ē  Co+2	5
2NO3- + 12H+ + 10ē  N2 + 6H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co⁰ + 2NO₃^- + 12H⁺  5Co²⁺ + N₂ + 6H₂O

 

4)      

4Ca⁰ + 10HN⁺⁵O₃(оч.разб.)  4Ca⁺²(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

 

электронный баланс:

Ca0 - 2ē  Ca+2	4
N+5 + 8ē  N-3	1

 

метод полуреакций:

Ca0 - 2ē  Ca+2	4
NO3- + 10H+ + 8ē  NH4+ + 3H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca⁰ + NO₃^- + 10H⁺  4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

 

При взаимодействии HNO₃ с неметаллами выделяется, как правило, NO:

 

1)      

3C⁰ + 4HN⁺⁵O₃  3C⁺⁴O₂­ + 4N⁺²O­ + 2H₂O

 

электронный баланс:

C0 - 4ē  C+4	3
N+5 + 3ē  N+2	4

метод полуреакций:

C0 + 2H2O - 4ē  CO2 + 4H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	4

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C⁰ + 6H₂O + 4NO₃^- + 16H⁺  3CO₂ + 12H⁺ + 4NO + 8H₂O

или 3C⁰ + 4NO₃^- + 4H⁺  3CO₂ + 4NO + 2H₂O

 

2)      

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O  3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O­

 

электронный баланс:

P0 - 5ē  P+5	3
N+5 + 3ē  N+2	5

метод полуреакций:

P0 + 4H2O - 5ē  PO43- + 8H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3P⁰ + 12H₂O + 5NO₃^- + 20H⁺  3PO₄^3- + 24H⁺ + 5NO + 10H₂O

или 3P⁰ + 2H₂O + 5NO₃^-  3PO₄^3- + 4H⁺ + 5NO

 

Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях

 

1.      Обычно пероксид водорода используют как окислитель:

 

H₂O₂ + 2HI^-1  I₂⁰ + 2H₂O

 

электронный баланс:

2I- - 2ē  I20	1
[O2]-2 + 2ē  2O-2	1

 

метод полуреакций:

2I- - 2ē  I20	1
H2O2 + 2H+ + 2ē  2H2O	1

––––––––––––––––––––––

2I^- + H₂O₂ + 2H⁺  I₂ + 2H₂O

 

При действии сильных окислителей пероксид водорода может окисляться, образуя кислород и воду.

 

5H₂O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄  5O₂⁰­ + K₂SO₄ + 2Mn²⁺SO₄ + 8H₂O

 

электронный баланс:

[O2]-2 - 2ē  O20	5
Mn+7 + 5ē  Mn+2	2

 

метод полуреакций:

MnO4- + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O	2
H2O2 - 2ē  O2 + 2H+	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 16H⁺  2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂ + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 6H⁺  2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂

Приложение 2

Карточка-задание по теме "Степень окисления”.

Вариант 1.

1.Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

NH₃, CaO, H₂SO₄, P₂O₅, K₃PO₄, MnO₂, H₂S, Al(NO₃)₃, ZnSiO₃, Na.

2.Составьте формулы:

а) хлорида алюминия (с.о. +3)

б) оксида магния

в) оксида калия

 

Карточка-задание по теме "Степень окисления”.

Вариант 2.

1.Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

PH₃, CO, H₂SO₃, P₂O₃, Na₃PO₄, Mn₂O₇, K₂S, Fe(NO₃)₃, CaSiO₃, Li.

2.Составьте формулы:

а) хлорида железа (с.о. +2)

б) оксида кремния

в) карбоната кальция

 

Карточка-задание по теме "Степень окисления”.

Вариант 3.

1.Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

NH₃, CO₂, H₃PO₄, P₂O₅, K₂SO₄, SO₃, HCI, Al(NO₃)₃, ZnSO₃, К.

2.Составьте формулы:

а) хлорида алюминия

б) оксида углерода (с.о. +2)

в) оксида азота (с.о.+5)

 

Карточка-задание по теме "Степень окисления”.

Вариант 4.

1.Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

AIH₃, ZnO, H₂SO₄, N₂O₅, Li₃PO₄, SO₂, HI, Fe(NO₃)₂, CaSiO₃, KOH, О₂.

2.Составьте формулы:

а) хлорида железа (с.о. +3)

б) оксида алюминия

в) оксида серы (с.о. +6)

г) бромид меди (с.о.+2)

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH₃, CO, SO₂, K₂MnO₄, Сl₂, HNO₂. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO₃ + H₂S = H₂SO₄ + NO + H₂O.

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F₂, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl₂, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

 

N^-3H₃, C⁺²O, S⁺⁴O₂, K₂Mn⁺⁶O₄, Сl⁰₂, HN⁺³O₂

HNO₃ + H₂S = H₂SO₄ + NO + H₂O.

Составим электронные уравнения:

N⁺⁵ +3e^— = N⁺²         | 8        окислитель

S^-2 — 8e^— = S⁺⁶         | 3        восстановитель

Сложим два уравнения

8N⁺⁵ +3S^-2 — = 8N⁺² + 3S⁺⁶

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

8HNO₃ +3H₂S = 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O.

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO₂: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO₄. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Решение.

HN⁺³O₂ — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO₂ + Br₂ + H₂O = 2HBr + HNO₃

N⁺³ – 2 e = N⁺⁵            | 1        восстановитель

Br₂⁰ + 2 e = 2Br^—       | 1        окислитель   

N⁺³ + Br₂ = N⁺⁵ + 2Br^—

 

б) HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

N⁺³ + e = N⁺²                | 1         окислитель

2I^—  — 2 e = I₂            | 1        восстановитель

N⁺³ + 2I^—  = N⁺² + I₂ 

 

в) 5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5HNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

N⁺³ – 2 e = N⁺⁵              | 5        восстановитель

Mn⁺⁷ + 5 e = Mn⁺²       | 2        окислитель

5N⁺³ + 2Mn⁺⁷ = 5N⁺⁵ + 2Mn⁺²

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl₂, HClO₂ , HClO₃ , Cl₂O₇ . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H⁺¹Сl^-1, Cl⁰₂, H⁺¹Cl⁺³O₂^-2 , H⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 , Cl₂⁺⁷O₇^-2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl₂O₇

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl₂, HClO₂ , HClO₃

 

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Составим электронные уравнения

Cl⁺⁵ +6e^— = Cl^—                  | 2 | 1   окислитель

Cl⁺⁵ -2e^— = Cl⁺⁷            | 6 | 3   восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl⁺⁵ = Cl^— + 3Cl⁺⁷

4КСlO₃ → КС1 + 3КСlO₄.

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

а) KNO₃ = KNO₂ + O₂;

б) Mq+ N₂ = Mq₃N₂;

в) KClO₃  = KCl + O₂.

Решение.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)

а) 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ — внутримолекулярная ОВР

N⁺⁵ +2e^— = N⁺³               | 2        окислитель

2O^-2 -4e^— = O₂⁰           | 1        восстановитель

2N⁺⁵ + 2O^-2 = 2N⁺³ + O₂⁰

 

б) 3Mq + N₂ = Mq₃N₂ — межмолекулярная ОВР

N₂ +6e^— = 2N^-3             | 2 | 1   окислитель

Mg⁰ -2e^— = Mg⁺²         | 6 | 3   восстановитель

N₂ + 3Mg⁰ = 2N^-3 + 3Mg⁺²

 

в) 2KClO₃  = 2KCl + 3O₂ — внутримолекулярная ОВР

Cl⁺⁵ +6e^— = Cl^—                 | 4 | 2   окислитель

2O^-2 -4e^— = O₂⁰            | 6 | 3   восстановитель

2Cl⁺⁵+ 6O^-2 = 2Cl^— + 3O₂⁰

Задача 5. Какие  ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:

а) Cl₂ + KOH = KCl + KClO₃ + H₂O;

б) KClO₃ = KCl + KClO₄ .

Решение.

В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.

а) 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O;

Cl₂⁰ +2e^— = 2Cl^—              | 10| 5  окислитель

Cl₂⁰ -10e^— = 2Cl⁺⁵          | 2 | 1   восстановитель

5Cl₂⁰ + Cl₂⁰ = 10Cl^— + 2Cl⁺⁵

3Cl₂⁰ = 5Cl^— + Cl⁺⁵

 

б) 4KClO₃ = KCl + 3KClO₄

Cl⁺⁵ +6e^— = Cl^—                 | 2 | 1   окислитель

Cl⁺⁵ -2e^— = Cl⁺⁷              | 6 | 3   восстановитель

4Cl⁺⁵ = Cl^— + 3Cl⁺⁷

Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + MnSO₄ + KNO₃ + H₂O

Решение.

Составим полуреакции:

MnO₄^— + 8H⁺ +5e^— = Mn²⁺ + 4H₂O             | 2        окислитель

NO₂^— + H₂O — 2e^— = NO₃^— + 2H⁺              | 5        восстановитель

 

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5NO₂^—+ 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^— + 10H⁺

 

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

2MnO₄^— + 6H⁺ + 5NO₂^— = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^—

 

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5KNO₃ + 3H₂O

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Zn + H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

Решение.

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Составим электронные уравнения

Zn⁰ – 2 e = Zn²⁺          | 8 | 4 |          восстановитель

N⁺⁵ + 8 e = N^3-              | 2 | 1 |           окислитель

4Zn⁰ + N⁺⁵ = 4Zn²⁺ + N^3- 

 

Zn + 2H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Составим электронные уравнения

Zn⁰ – 2 e = Zn²⁺          | 2 | 1            восстановитель

S⁺⁶ + 2 e = S⁺⁴                | 2 | 1           окислитель

Zn⁰ + S⁺⁶ =  Zn²⁺ + S⁺⁴