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.