Тема 19. Окислительно-восстановительные реакции.

План:

1. Окислительно-восстановительные реакции.

2. Степень окисления. Окислитель и восстановление. Восстановитель и окисление.

3. Метод электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1) Окислительно-восстановительные реакции.

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.Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные.

ОВР – реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

2) Степень окисления. Окислитель и восстановление. Восстановитель и окисление.

Процесс окисления – процесс отдачи электронов

Процесс восстановления – процесс принятия электронов

Окислитель – принимает электроны, восстанавливается и понижает степень окисления

Восстановитель – отдаёт электроны, окисляется и повышает степень окисления

Типы ОВР

1. Межмолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекул различных исходных веществ.

MnO₂+ 4HCl = MnCl₂+ Cl₂+ 2H₂O

2Cl^-- 2ē →Cl₂⁰(восстановитель окисляется)

Mn⁺⁴+ 2ē →Mn⁺²(окислитель восстанавливается)

2. Внутримолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекулы одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления.

a) 2KClO₃= 2KCl + 3O₂

Cl⁺⁵+ 6ē →Cl^- │х 2 (окислитель восстанавливается)

2O^-2 - 4ē →O₂⁰ │х 3 (восстановитель окисляется)

б) NH₄NO₂= N₂+ 2H₂O

2N^-3- 6ē →N₂⁰(восстановитель окисляется)

2N⁺³+ 6ē →N₂⁰(окислитель восстанавливается)

3. Самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же исходного вещества, являются атомами одного и того же элемента и имеют одинаковую степень окисления.

4K₂SO₃= 3K₂SO₄+ K₂S

S⁺⁴ -2ē →S⁺⁶ │x3 (восстановитель окисляется)

S⁺⁴+ 6ē →S^-2 │x1 (окислитель восстанавливается)

4. Контрпропорционирования – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного элемента в различной степени окисления, при этом образуются молекулы одного и того же продукта.

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

S⁺⁴+ 4ē →S⁰ │x1 (окислитель восстанавливается)

S^-2– 2ē →S⁰ │x2 (восстановитель окисляется)

3) Метод электронного баланса для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

План составления уравнений ОВР и электронного баланса к ним

1. Записать схему реакции.

2. Определить, атомы каких элементов изменяют степень окисления.

3. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления.

4. Подобрать общее делимое для отданных и принятых электронов и коэффициенты для электронных уравнений.

5. Перенести эти коэффициенты в уравнение ОВР и подобрать коэффициенты перед формулами других веществ.

Среди изученных нами реакций к окислительно – восстановительным реакциям относятся:

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

2Mg + O₂ =2MgO

Вос-ль Mg⁰ -2e ---Mg⁺² 2 окисление

Ок исл-ль O₂ +4e ---2O^-2 1 восстановление

 

2. Взаимодействие металлов с кислотой.

H₂SO4 + Mg =MgSO₄+H₂

Вос-ль Mg⁰ -2e ---Mg⁺² 2 окисление

Ок исл-ль 2O^-2 +4e --- O₂⁰ 1 восстановление

3. Взаимодействие металлов с солью.

CuSO4 + Mg =MgSO₄+Cu

Вос-ль Mg⁰ -2e ---Mg⁺² 2 окисление

Ок исл-ль Cu⁺² +2e --- Cu⁰ 1 восстановление

Вопросы для самоконтроля

¾ Откуда берется энергия для протекания электрического тока?

¾ Какой процесс протекает в гальваническом элементе: физический или химический - обоснуйте.

¾ Какие возможные химические реакции могут протекать в такой системе при данном наборе реагентов?

¾ Запишите уравнения реакций.

¾ К какому виду реакций относятся протекающие процессы?

№	I вариант	II вариант
	К окислительно-восстановительным реакциям не относится реакция, представленная схемой: А) N2 + 3Н2 = 2NН3 Б) Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ В)MgCO3 = MgO + CO2 ↑ Г) 2CuO = 2Cu + O2↑	К окислительно-восстановительным реакциям относится реакция, представленная схемой: А) H2O + CaO = Ca(OH)2 Б) H2O + N2O5 = 2HNO3 В) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 Г) CuO + H2 = Cu + H2O
	В каком соединении степени окисления элементов равны -3 и +1 А) NF3 Б) Cl2O3 В) NH3 Г) AlCl3	В каком соединении степени окисления элементов равны +3 и -2 А) NF3 Б) Cl2O3 В) NH3 Г) AlCl3
	Схема Na0 →Na+1 отражает процесс: А) Окисления Б) Восстановления В) Нейтрализации Г) Диссоциации	Схема Сl0 → Сl-1 отражает процесс: А) Окисления Б) Восстановления В) Нейтрализации Г) Диссоциации
	Восстановительные свойства простых веществ, образованных элементами второго периода, с увеличением заряда ядра: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются	Окислительные свойства простых веществ, образованных элементами седьмой группы, главной подгруппы с увеличением заряда ядра: А) Уменьшаются Б) Усиливаются В) Изменяются периодически Г) Не изменяются

ПЛАН ЗАНЯТИЯ №20

Дисциплина: Химия.

Тема: Скорость химических реакций. Обратимость химических реакций.

Цель занятия: познакомить учащихся с понятием скорость химических реакций, с факторами, влияющими на скорость химических реакций; систематизировать, обобщить и углубить знания учащихся о химическом равновесии, об обратимости химических реакций, о факторах смещения химического равновесия, развить навыки самостоятельной работы, умения записывать уравнения реакций и расставлять коэффициенты, указывать типы реакций, делать выводы и обобщения.

Планируемые результаты

Предметные: сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

Метапредметные: использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций (постановки задачи, формулирования гипотез, анализа и синтеза, сравнения, обобщения, систематизации, выявления причинно-следственных связей, поиска аналогов, формулирования выводов) для решения поставленной задачи;

Личностные: готовность к продолжению образования и повышения квалификации в избранной профессиональной деятельности и объективное осознание роли химических компетенций в этом;

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция.

План занятия:

1. Понятие о скорости химических реакций.

2. Зависимость скорости химических реакций от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, поверхности соприкосновения и использования катализаторов.

3. Обратимые и необратимые реакции.

4. Химическое равновесие и способы его смещения

Оснащение: Учебник, компьютер.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.