Как поступить
в Онлайн-школу №1 и получить аттестат?

Подробно расскажем о том, как перевестись на дистанционный формат обучения, как устроены онлайн-уроки и учебный процесс, как улучшить успеваемость и повысить мотивацию!

Нажимая на кнопку, я соглашаюсь на обработку персональных данных

Конспект урока: Окислительно-восстановительные реакции

Химические реакции

Окислительно-восстановительные реакции

 

План урока

  • Определение окислительно-восстановительных реакций
  • Окислитель и восстановитель
  • Метод электронного баланса для составления ОВР

Цели урока

  • Сформировать знания о понятиях «окислительно-восстановительная реакция», «окислитель», «восстановитель».
  • Научиться составлять электронный баланс.
  • Закрепить умения определять степени окисления химических элементов, расставлять коэффициенты в уравнениях химических реакций.
  • Моя цель_________________________________________________________________.

Разминка

  • Что такое электроотрицательность?
  • Что такое степень окисления?
  • Может ли степень окисления элемента быть равной нулю? В каких случаях?

 

Определение окислительно-восстановительных реакций

 

Многообразие классификаций химических реакций по различным  признакам (выделение или поглощение теплоты, использование катализатора), можно дополнить еще одним признаком. Это признак – изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагенты и продукты реакции.

            Ca+2C+4O3-2 = Ca+2O-2 + C+4O2-2                  2Na0 + 2H+1Cl-1  2Na+1Cl-1 + H02

 


Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов.


 

 

Окислитель и восстановитель

 

В ОВР происходит переход электронов от одних атомов к другим, одновременно протекают два противоположных процесса: окисление и восстановление.

 

Шкала изменения степени окисления элементов

 


Окисление   — процесс отдачи электронов.

 

Элемент, отдающий электроны —  восстановитель .


Восстановление  — процесс принятия электронов.

 

Элемент, принимающий электроны —  окислитель .


При протекании ОВР степень окисления восстановителя повышается, а степень окисления окислителя понижается.


Пример 1

В качестве примера ОВР рассмотрим следующий опыт:

 

В пробирку нальем 4-5 мл раствора сульфата меди (II) и опустите в неё железный гвоздь. Оставим пробирку в 

штативе на 1-2 мин. При наблюдении легко заметить, что в результате реакции гвоздь покрылся красноватым налётом свободной меди:

CuSO4 + Fe (железный гвоздь) = FeSO4 + Cu (красивый красный гвоздь).

 

В данной реакции, элементы железо и медь, меняют свои степени окисления:

 

Cu+2S+6O-24 + Fe0 = Fe+2S+6O-24 + Cu0

 

Следовательно, эта реакция является окислительно-восстановительной.

 

Атомы железа в степени окисления 0 отдали два электрона, превратившись при этом в ион с зарядом +2: Fe0 - 2e-  Fe+2 — процесс окисления.

 

Ионы меди в исходном веществе имели степень окисления +2, а в продукте реакции — степень окисления 0, т. е. каждый из них принял по два электрона: Cu+2 + 2e-  Cu0  — процесс восстановления.


 

 

Метод электронного баланса для составления ОВР

 

Рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. В основе метода лежит правило: общее число электронов, которые отдаёт восстановитель, всегда равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.


Алгоритм составления химических уравнений методом электронного баланса:

 

  1. Запишите схему уравнения химической реакции.
     
  2. Расставьте степени окисления всех элементов в соединениях.

    Памятка:

    Степень окисления атома обозначают знаком заряда и цифрой над символом химического элемента в формуле вещества, например: Ca+2C+4O-23, Ca +2O-2. Причём, в отличие от заряда иона, у степени окисления сначала пишут знак, а затем — цифру.

    1. Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах равна нулю. Например: Cu0, H02.
       
    2. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или формульной единице) вещества равна нулю: Cu+2S+6O-24.
       
    3. Существуют атомы химических элементов, которые в сложных веществах проявляют единственно возможную степень окисления. К ним относятся F-1, многие металлы (Na+1, Ca+2, Al+3 и др.). 

      В большинстве соединений атомы водорода и кислорода проявляют степени окисления соответственно +1 и –2  (H+1, O-2).
       
  3. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
     
  4. Перенесите дополнительные множители как коэффициенты и уравняйте уравнение химической реакции.


Пример 2

 

Запишем схему уравнения химической реакции:

 

H2 + O2  H2O.

 

Расставим степени окисления всех элементов в соединении и определим, атомы каких элементов изменяют степень окисления:

 

H02 + O02  H+12O-2.

 

Составим электронный баланс уравнений процессов окисления и восстановления.

 

Если простое вещество в уравнении реакции представляет собой двухатомную молекулу, мы переписываем его в таком же виде в электронный баланс, удваиваем количество отданных/принятых электронов, а также уравниваем схему, расставляя коэффициенты:

 

H02 - 2e-  2H+1 – процесс окисления,

O02 + 4e- 2O-2  – процесс восстановления,

 

H2 – восстановитель, O2 – окислитель.

 

Подберём общее делимое для отданных и принятых е и коэффициенты для электронных уравнений:

 

(·2) | H02 - 2e-  2H+1 – процесс окисления, элемент – восстановитель;

(·1) | O02 + 4e- 2O-2 – процесс восстановления, элемент – окислитель.

 

Перенесём эти коэффициенты в уравнение ОВР и подберём коэффициенты перед формулами других веществ:

 

2H2 + O2  2H2O.


Упражнение

 

  1. Составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты в схеме реакции: Mg + O2  MgO.
     
  2. Определите, какая из предложенных реакций не является ОВР:

    CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2;

    2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.


Контрольные вопросы

 

  1. Как называется процесс принятия электронов?
  2. Как называются атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны?
  3. Кем является алюминий в реакции:

3H2SO4 + 2Al = Al2(SO4)3 + 3H2


Выводы

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов: окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.

 

Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции, в основном окислительно-восстановительные. В природе — это фотосинтез, дыхание, брожение, гниение. В промышленности их используют для получения металлов, удобрений. В повседневной жизни мы наблюдаем горение топлива, ржавление железа и др.

Предмет химии. Роль химии в жизни человека

Начальные понятия и законы химии
  • В поисках путей модернизации. Европа меняющаяся

    История

  • Повседневная жизнь и мировосприятие человека XIX века

    История

  • Век демократизации. «Великие идеологии»

    История