Лекция по "Химии"

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

«СЯСЬСТРОЙСКАЯ  СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ  ШКОЛА №2»

ВОЛХОВСКОГО МУНИЦИПАЛЬНОГО РАЙОНА

ЛЕНИНГРАДСКОЙ ОБЛАСТИ

 

 

 

 

 

Лекция для учащихся 9 классов

по теме «Метод полуреакций в подборе коэффициентов в ОВР»

                           

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                                 Подготовил:

учитель химии 

высшей категории

Бочкова И.А.

 

 

 

 

 

 

 

 

г.Сясьстрой

2010г.

 

I Цель:

показать суть метода, которая состоит в двух утверждениях:

а) в этом методе рассматривают  переход электронов от одних частиц к другим с обязательным учётом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная);

б) при составлении уравнения  электронно-ионного баланса записывают только те частицы, которые реально существуют в ходе протекания данной ОВР – в виде ионов записываются реально существующие катионы или анионы; вещества малодиссоциирующие, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме.

 

II. План лекции.

1. Основные понятия
2. Некоторые окислители-акцепторы электронов
3. Некоторые восстановители – доноры электронов
4. Метод полуреакций, правила оформления ОВР протекающих:
1. в кислотной среде
2. в щелочной среде
3. в нейтральной среде.

 

III.ОВР – это такие реакции,  в которых одновременно протекают процессы окисления и восстановления, и изменяются степени окисления элементов.

 

Процесс отдачи ē – окисление.

Процесс принятия ē – восстановление.

 

Частица, отдающая ē – восстановитель.

Частица, принимающая  ē – окислитель.

 

Число отдаваемых ē восстановителем равняется количеству ē, принимаемых окислителем.

 

Элемент, имеющий максимальную с.о., может быть только окислителем.

 

                                              N⁺⁴

                             +1ē       N⁺³

                             +2 ē                 N⁺²      

                             +3ē   

HN⁺⁵O₃                   +4 ē          N⁺¹            N⁺⁵ - окислитель

                              +5ē          

                                +8ē         N₂⁰

                                             N^-3

 

 

Элемент имеющий минимальную с.о может быть только восстановителем.

 

                                  S⁰

                -2ē

               

H₂S^-2          -6 ē      S⁺⁴                           S^-2 - восстановитель 

                  -8 ē

                           

                                  S⁺⁶

 

 

Элемент, имеющий промежуточную с.о., может быть и окислителем и восстановителем.

 

                                 S^-2   окислитель

          +2ē

S⁰                -4ē       S⁺⁴

                        -6ē }восстановитель

                         

                                    S⁺⁶

 

Некоторые окислители-акцепторы  ē

 

I   HCl⁺¹O, и соли (гипохлориты)

  хлорноватистая

 

    HCl⁺³O_2, и соли (хлориты)

  хлористая

 

    HCl⁺⁵O₃, и соли (хлораты) Г ^-1  , например

  хлорноватая                                                                       HCl^-1, HBr ^-1, KCl^-, KBr-

    HBr⁺⁵O_3, и соли (броматы)

  бромноватая

 

    HCl⁺⁷O₄ , и соли (перхлораты)

  хлорная

 

   Но! 2HI⁺⁵O₃, и соли (иодаты) I₂⁰

          иодноватая          

 

II. Азотная кислота HN⁺⁵O₃

 

№	Концентрация HNO3	Восстановители	Продукт восстановления
1	Очень разбавленная (2-3%)	Na; Al; Ca; Mg; Zn	N-3H3; (N-3H4)+
2	Среднеразбавленная, активные Ме	K; Ca; Mg; Zn; Al	N2+1O; N20
3	Среднеразбавленная, средне активные Ме	Fe; Cr; N; Bi	N+4O2; N+2O; N2+1O
4	Среднеразбавленная, неактивные Ме	Pb; Cu; Hg; Ag	N+2O
5	Концентрированная (30%)	Ca; Mg; Zn	N+2O
6	Концентрированная (30%)	S; C; P; I2; B; Sb; Sn; Pb; Cu; Hg; Ag; (Al, t0)	N+4O2
Не реагируют на холодное: Al; Cr; N; Fe Пассивируются: Au; Pt; Os; Ir

 

III. Концентрированная серная кислота H₂S⁺⁶O₄

 

                                          +Активные Ме (Mn; Zn; K …)                  H₂S^-2

                                          + активные Ме  (Mn; Zn …)                       S⁰ 

H₂S⁺⁶O₄ (k)                      +Малоактивные Ме  (Cu; Sb …)                 S⁺⁴O₂            }

                                          +неметаллы   (C; P; S;)                                S⁺⁴O₂

                                          +HBr                                                             S⁺⁴O₂    

 

могут образовываться одновременно в  разных соотношениях.

 

4. Перманганат калия KMn⁺⁷O₄

                      

                            в кислотной среде    (H⁺)                          Mn²⁺

KMn⁺⁷O₄             в щелочной среде    (OH^-)                        MnO₄^2-

                                  в нейтральной среде (H₂0)                        Mn⁺⁴O₂

 

(Mn⁺⁶O₄)^2-  H⁺ Mn²⁺ + H₂O

 

Mn⁺⁴O₂      H⁺ Mn²⁺ + H₂O

5. Соединение хрома:

Cr₂O₇^2-                 В кислотной среде                   Cr³⁺

Cr³⁺                       В щелочной среде                     CrO₄^2-

 

6. Азотистая кислота (нитриты, нитраты)

2H⁺ + (N⁺³O₂)^-                           N⁺²O    (всегда) + H₂O

Ho!  NH₄NO₂          t⁰     N₂⁰   + 2H₂O

Na⁺⁵(NO₃)^- ( щ.с. OH^-)                  акт. Ме (Zn)            N^-3H₃

                                                         акт. Ме (Zn)           (N⁺³O₂)^-

 

7. Пероксид водорода.

H₂O₂^-1                      +2H⁺ + 2ē                       2H₂O

                             +2ē                     2OH^-

 

Некоторые восстановители – доноры ē.

 

1. Me: Al; Ca; K; Mg; Na
2. неМе: C (kokc); H₂; S; Si; Se; P
3. Бинарные соединения неМе: галогеноводороды, халькогеноводороды, гидриды, сульфиды, нитриды, фосфиды, галогениды, бориды, селениды, телуриды, арсениды, силициды.

 

Анионы могут окислять до с.о. 0 или  высшей положительной с.о.: например нитрид

 

2N^-3 - 6 ē             N₂⁰

N^-3  -  8 ē               N⁺⁵

 

4. Некоторые металлы  в щелочной среде (OH^-)

 

Zn^o - 2 ē   ^OH-      ZnO₂^2-     (Na₂ZnO₂ цинкат Na или Na₂[Zn(OH)₄] тетрагидроксоцинкат Na)

 

Al⁰ - 3 ē     ^OH-       [Al(OH)₄^-]^-    (Na[Al(OH)₄^-]  тетрагидроксоаллюминат  Na)

 

Pb⁰ - 2 ē   OH^-       [ Pb(OH)₃]^-      (K⁺[Pb(OH)₃]^-  тригидроксоплюмбат (II) калия )

 

5. Тиосульфат ион S₂O₆^2-

   

                                         На воздухе (H⁺; H₂O)                         SO₄^2- + S⁰

S₂O₃²-                          + Сильный окислитель                     2SO₄^2-

                                       +  I₂                S₄O₆^2-  (Тетратионат анион)

 

6. Пероксид водорода

H₂O₂^-1 - 2 ē                   O₂    +  2H⁺

H₂O₂^-1 + 2OH^- - 2 ē              O₂    +  2H₂O  (восстановительный распад)

 

Сила окислителей увеличивается в кислотной среде, а восстановителей – в щелочной среде.

 

Запись сильных  и слабых электролитов.

 

Сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) – в водных растворах полностью дисоциируют на ионы, поэтому в ионных  уравнениях и полуреакциях их записывают в виде ионов.

 

Кислоты: HClO₄; HClO₃; HNO₃; H₂SO₄; H₂SeO₄; HCl; HBr; HI; HBrO₃; HBrO₄; HIO₃; HIO₄; HNCS; HMnO₄; H₂Cr₂O₇; H₃PO₂

 

Щелочи: LiOH; NaOH; KOH; RbOH; Sr(OH)₂; Ba(OH)₂; Ca(OH)₂

 

Соли: почти все

 

Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. В ионных уравнениях, а также в полуреакциях формулы слабых электролитов, оксидов, веществ в твердом и газообразном состоянии записывают в молекулярном виде.

 

Кислоты: HClO₂;  HClO;  HNO₂;  H₂SO₃;  H₂CO₃;  H₂SiO₃;  H₃PO₄;  H₃PO₃;  HPO₂; HBO₃;  HIO₆;  HIO; H₂S;  HCN;  HF;  HBrO;  CH₃COOH 

 

Основания: Fe(OH)₂;  Fe(OH)₃;  Cu(OH)₂; NH₄OH;  Al(OH)₃;  Zn(OH)₂; Cr(OH)₃, все амфотерные гидроксиды.

 

Органические вещества.

Вода: H₂O.

 

Подбор коэффициентов  методом электронно-ионного баланса.

(метод полуреакций)

 

При подборе коэффициентов методом  ЭМБ отпадает необходимость нахождения степеней окисления элементов, легко  определяются стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении.

 

 

Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в  кислотной среде.

 

1. Записать схему реакции. Определить молекулы или ионы, которые участвуют в процессе окисления и восстановления.
2. Записать в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые  электролиты, твердые и газообразные вещества записываются в молекулярном виде.
3. На основании закона сохранения массы и энергии при составлении уравнений полуреакций следует соблюдать баланс веществ и баланс зарядов.

Для уравнивания числа атомов кислорода в ту часть полуреакции, где он в избытке, добавляют столько катионов водорода Н⁺, чтобы, связавшись с атомами кислорода, образовались молекулы Н₂О. В противоположную часть добавляют молекулы Н₂О.

Уравнять кислород, затем водород, затем уравнивают электроны.

4. Балансируют (уравнивают) число отданных и принятых ē в полуреакциях.
5. Суммируют сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.
6. Подчеркивают и сокращают одинаковые ионы и молекулы.
7. Добавляют недостающие катионы или анионы. Количество добавляемых ионов в левую и правую части ионного уравнения должно быть одинаковым. Результат – молекулярное уравнение.

 

Например:

 

1	Схема уравнения	S0+HNO3-                  H2SO42- + NO0
2	1-я полуреакция	1   S0 + 4H2O0 -6ē             SO42- + 8H+ 2   NO3- + 4H+ + 3ē            NO0 + 2H2O0
3	2-я полуреакция
4	Суммарное ионное уравнение	S + 4H2O + 2NO3- + 8H+           SO42- + 8H+ + 2NO + 4H2O S + 2NO3-            SO42- + 2NO
5	Добавляемые ионы	2H+ = 2H+
6	Итоговое молекулярное уравнение	S +2HNO3 = H2SO4 + 2NO

 

1. 

KNO₂^- + HClO₃^-                         KNO₃^- + HCl^-