Lekcia v 9. ročníku na tému:

"OXIDAČNO-REDUKČNÉ REAKCIE (ORR)"

TDC

Vzdelávanie: vytvárať podmienky na rozvíjanie aktivity a samostatnosti pri štúdiu tejto témy, ako aj schopnosti pracovať v skupine a schopnosti počúvať svojich spolužiakov.

vývojové: pokračovať v rozvíjaní logického myslenia, schopnosti pozorovať, analyzovať a porovnávať, hľadať vzťahy príčin a následkov, vyvodzovať závery, pracovať s algoritmami a rozvíjať záujem o predmet.

Vzdelávacie:

1. upevniť pojmy „oxidačný stav“, procesy „oxidácie“, „redukcie“;
2. upevniť zručnosti pri zostavovaní rovníc redoxných reakcií pomocou metódy elektronickej rovnováhy;
3. naučiť predpovedať produkty redoxných reakcií.

POČAS TRIED:

1. Organizovanie času.
2. Aktualizácia vedomostí.

1. Aké pravidlá určovania atómového stupňa chemických prvkov poznáte? (snímka 1)
2. Dokončite úlohu (snímka 2)
3. Dokončite autotest (snímka 3)

1. Učenie sa nového materiálu.

1. Dokončite úlohu (snímka 4)

Zistite, čo sa stane s oxidačným stavom síry počas nasledujúcich prechodov:

A) H2S → SO2 → SO3

B) SO2 → H2S03 → Na2S03

Aký záver možno vyvodiť po dokončení druhého genetického reťazca?

Do akých skupín možno zaradiť chemické reakcie na základe zmien oxidačného stavu atómov chemických prvkov?

1. Skontrolujeme (snímka 5).

1. Dospeli sme k záveru: Na základe zmeny oxidačného stavu atómov chemických prvkov zúčastňujúcich sa chemickej reakcie sa rozlišujú reakcie - so zmenou CO a bez zmeny CO.

1. Definujme teda tému lekcieREDOXNÉ REAKCIE (ORR).

1. Zapíšeme definíciu

OVR - reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu atómov,

Obsahujúce reaktanty

1. Skúsme na to prísť – aká je zvláštnosť procesov oxidácie a redukcie prvkov pri tvorbe iónovej väzby na príklade molekuly fluoridu sodného?

Pozorne si prezrite schému a odpovedzte na otázky:

1. Čo možno povedať o úplnosti vonkajšej úrovne atómov fluóru a sodíka?

1. Ktorý atóm je ľahšie akceptovaný a ktorý je ľahšie vzdať sa valenčných elektrónov, aby sa dokončila vonkajšia úroveň?

1. Ako môžete formulovať definíciu oxidácie a redukcie?

Pre atóm sodíka je jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu pred dokončením svojej vonkajšej úrovne (ako prijať 7 ē až osem, t. j. až do dokončenia), preto daruje svoj valenčný elektrón atómu fluóru a pomáha mu dokončiť jeho vonkajšiu úroveň, pričom je redukčným činidlom, oxiduje a zvyšuje svoj CO2. Pre atóm fluóru ako elektronegatívny prvok je jednoduchšie prijať 1 elektrón na dokončenie svojej vonkajšej úrovne; berie elektrón zo sodíka, pričom sa redukuje, znižuje svoj CO a je oxidačným činidlom.

„Oxidátor ako notorický darebák

Ako pirát, bandita, agresor, Barmaley

Odoberá elektróny - a OK!

Po poškodení, reštaurátor

Zvolá: „Tu som, pomôž!

Vráťte mi moje elektróny!"

Ale nikto nepomôže a nepoškodí

Neprepláca..."

1. Zapisovanie definícií

Proces odovzdávania elektrónov atómom sa nazýva oxidácia.

Atóm, ktorý daruje elektróny a zvyšuje svoj oxidačný stav, sa oxiduje a nazýva saredukčné činidlo.

Proces, kedy atóm prijíma elektróny, sa nazývareštaurovanie.

Atóm, ktorý prijíma elektróny a znižuje svoj oxidačný stav, sa redukuje a nazýva sa oxidačné činidlo.

1. ROZSAH KOEFICIENTOV V OVR POMOCOU METÓDY ELEKTRONICKEJ BILANCIE

Mnohé chemické reakcie možno vyrovnať jednoduchým výberom koeficientov.

Niekedy však vznikajú komplikácie v rovniciach redoxných reakcií. Na nastavenie koeficientov sa používa metóda elektronického vyváženia.

Navrhujem, aby ste sa pozreliANIMÁCIA

Preštudujte si algoritmus na zostavovanie rovníc OVR pomocou metódy elektronických váh (dodatok 1).

1. Konsolidácia

Usporiadajte koeficienty v UHR

A1203 + H2 = H2 O+Al metódou elektronickej váhy, indikujte oxidačné (redukčné) procesy, oxidačné činidlo (redukčné činidlo), vykonajte autotest.

1. Reflexia

Odpovedzte na otázky v tabuľke „Otázky pre študenta“ (Príloha 2).

1. Zhrnutie lekcie. DZ

1. Komentované hodnotenie.
2. Domáca úloha: vyplňte autotest (príloha 3)

Náhľad:

Ak chcete použiť ukážky prezentácií, vytvorte si účet Google a prihláste sa doň: https://accounts.google.com

Popisy snímok:

Oxidačno-redukčné reakcie (ORR)

Pravidlá pre výpočet oxidačného stavu (CO) prvkov:

Určte oxidačné stavy atómov chemických prvkov pomocou vzorcov ich zlúčenín: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7 Splňte úlohu

1 -2 0 -3 +1 +1 +5 -2 H 2 S O 2 NH 3 HNO 3 0 +1 +7 -2 Fe K 2 Cr 2 O 7 Vykonajte autotest

Určte, čo sa stane s oxidačným stavom síry počas nasledujúcich prechodov: A) H 2 S → SO 2 → SO 3 B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3 Aký záver možno vyvodiť po dokončení druhého genetického reťazca ? Do akých skupín možno zaradiť chemické reakcie na základe zmien oxidačného stavu atómov chemických prvkov? Dokončite úlohu

A) H 2 S -2 → S +4 O 2 → S +6 O 3 B) S +4 O 2 → H 2 S +4 O 3 → Na 2 S +4 O 3 V prvom reťazci premien síra zvyšuje svoj CO z (-2) na (+6). V druhom reťazci sa oxidačný stav síry nemení. Kontrola

Oxidačno-redukčné reakcie (ORR) sú reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reaktanty. Zapíšme si definíciu

Vytvorenie iónovej väzby na príklade molekuly fluoridu sodného

Čo možno povedať o úplnosti vonkajšej úrovne atómov fluóru a sodíka? Ktorý atóm je ľahšie akceptovaný a ktorý je ľahšie vzdať sa valenčných elektrónov, aby sa dokončila vonkajšia úroveň? Ako môžete formulovať definíciu oxidácie a redukcie? Odpovedz na otázku

Oxidácia je proces odovzdávania elektrónov atómom. Oxidačné činidlo je atóm, ktorý prijíma elektróny a počas reakcie znižuje svoj oxidačný stav a redukuje sa. Redukčné činidlo je atóm, ktorý daruje elektróny a zvyšuje svoj oxidačný stav; počas reakcie sa oxiduje. Redukcia je proces, pri ktorom atóm prijíma elektróny. Zapíšme si definície

1. Pozrite si animáciu. 2. Preštudujte si algoritmus na zostavovanie rovníc OVR pomocou metódy elektronických váh (v priečinku). ROZSAH KOEFICIENTOV V OVR POMOCOU METÓDY ELEKTRONICKEJ BILANCIE

Usporiadajte koeficienty v UHR Al 2 O 3 + H 2 = H 2 O + Al pomocou metódy elektronickej rovnováhy, uveďte oxidačné (redukčné) procesy, oxidačné činidlo (redukčné činidlo), vykonajte autotest. Konsolidácia

Odpovedzte na otázky v tabuľke „Otázky pre študentov“. Reflexia

Náhľad:

Dodatok 2

Otázky pre študenta

Dátum__________________Trieda_______________________

Skúste si presne zapamätať, čo ste v triede počuli, a odpovedzte na položené otázky:

Nie	Otázky	Odpovede
	Aká bola téma hodiny?
	Aký bol váš cieľ počas hodiny?
	Ako pracovali vaši spolužiaci na hodinách?
	Ako sa vám pracovalo v triede?
	Dnes som zistil...
	Bol som prekvapený...
	Teraz môžem...
	Rád by som…

Náhľad:

Dodatok 3

Test na tému „REDOXNÉ REAKCIE“

Časť „A“ - vyberte jednu možnosť odpovede z navrhovaných možností

1. Redoxné reakcie sú tzv

A) Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reagujúce látky;

B) Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reagujúce látky;

B) Reakcie medzi komplexnými látkami, pri ktorých dochádza k výmene ich zložiek

2. Oxidačné činidlo je...

A) Atóm, ktorý daruje elektróny a znižuje svoj oxidačný stav;

B) Atóm, ktorý prijíma elektróny a znižuje svoj oxidačný stav;

B) Atóm, ktorý prijíma elektróny a zvyšuje svoj oxidačný stav;

D) Atóm, ktorý daruje elektróny a zvyšuje svoj oxidačný stav

3. Proces obnovy je proces...

A) Spätný ráz elektrónov;

B) Prijímanie elektrónov;

B) Zvýšenie oxidačného stavu atómu

4. Táto látka je iba oxidačným činidlom

A) H2S; B) H2S04; B) Na2S03; D) SO 2

5. Táto látka je iba redukčným činidlom

A) NH3; B) HN03; B) N02; D) HNO2

Časť "B" - zápas(Napríklad A – 2)

1. Spojte polovičnú reakciu s názvom procesu

2. Stanovte zhodu medzi rovnicou chemickej reakcie a jej typom

A) 2H2+02=2H20	1) Rozklad, OVR
B) 2CuO=2Cu+02	2) Spojenia, nie OVR
B) Na20+2HCl=2NaCl+H20	3) Výmena, nie OVR
D) 4HN03=4N02+2H20+02	4) Spoje, OVR

3. Stanovte zhodu medzi atómom fosforu vo vzorci látky a jej redoxnými vlastnosťami, ktoré môže vykazovať

Časť "C" - vyriešte problém

Z navrhovaných reakcií vyberte iba ORR, určte oxidačné stavy atómov, uveďte oxidačné činidlo, redukčné činidlo, oxidačné a redukčné procesy, usporiadajte koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy:

NaOH + HCl = NaCl + H20

Fe(OH)3 = Fe203 + H20

Na + H2S04 = Na2S04 + H2

Poznámky k lekcii chémie v 9. ročníku: „Oxidačne-redukčné reakcie“

Účel lekcie:

Zvážte podstatu redoxnej reakcie, zopakujte základné pojmy o stupni oxidácie, oxidácie a redukcie.

Vybavenie a činidlá: Sada skúmaviek, roztoky: CuSO4, H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.

Priebeh hodiny chémie v 9. ročníku

Organizovanie času.

Dnes v triede pokračujeme úvod do redoxných reakcií, upevníme si vedomosti získané na predchádzajúcich hodinách, zoznámime sa s oxidačno-redukčnými reakciami, zistíme, akú úlohu má životné prostredie na výskyt oxidačno-redukčných procesov. ORR patria medzi najbežnejšie chemické reakcie a majú veľký význam v teórii i praxi. Procesy OM sprevádzajú cykly látok v prírode, sú spojené s metabolickými procesmi prebiehajúcimi v živom organizme, hnilobou, fermentáciou, fotosyntézou. Možno ich pozorovať pri spaľovaní paliva, pri tavení kovov, pri elektrolýze a pri koróznych procesoch. (snímky 1-7).

Téma redoxných reakcií nie je nová, študenti mali za úlohu zopakovať si niektoré pojmy a zručnosti. Otázka pre triedu? Aký je oxidačný stav? (bez tejto koncepcie a schopnosti určiť oxidačný stav chemických prvkov nie je možné o tejto téme uvažovať.) Žiaci majú určiť oxidačný stav v zlúčeninách: KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3 . Skontrolujte ich úlohy pomocou poznámok na tabuli. Vo všetkých prípadoch dochádza k zmene oxidačného stavu. Za týmto účelom vykonáme laboratórne práce (na tabuľkách sú pokyny na vykonávanie experimentov, pokyny, ako to urobiť).

Vykonajte experimenty :1. CuSO4 + 2NaOH = Na2S04 + Cu(OH)2

CuS04 + Fe = CuFeSO4

Usporiadajú a robia si poznámky. Záver: nie všetky reakcie sú klasifikované ako ODD. (snímka 8).

Čo je podstatou OVR? (snímka 9).

ORR je jednota dvoch protichodných procesov oxidácie a redukcie. Pri týchto reakciách sa počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom rovná počtu elektrónov získaných oxidačným činidlom. Redukčné činidlo zvyšuje svoj oxidačný stav, oxidačné činidlo klesá.(Motto hodiny nebolo zvolené náhodou.) Uvažujme chemickú reakciu (má veľký význam z hľadiska životného prostredia, pretože za normálnych podmienok umožňuje zbierať náhodne rozliatu ortuť.

N g0 + 2Fe+3Cl3-=2Fe+2Cl2-1 + Hg+2Cl2-1

Hg0 - 2ē → Hg+2

Fe+3+ē→ Fe+2

Žiaci sú požiadaní, aby vyriešili problém. Ako prostredie ovplyvňuje správanie rovnakého oxidačného činidla, napríklad: KMnO4

Laboratórna práca 2 sa vykonáva podľa nasledujúcich možností:

2KMnO4+ 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4+ Na2SO3 2KOH= 2K2Mn04+Na2SO4 H2O

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O= 2KOH + 3Na2SO4+ 2MnO2

Záver: prostredie ovplyvňuje oxidačné vlastnosti látok.(snímka 10)

KMnO4 v kyslom prostredí - Mn+2 - bezfarebný roztok.

V neutrálnom prostredí - MnO2 je hnedá zrazenina,

V alkalickom prostredí je MnO4-2 zelený.

V závislosti od pH roztoku oxiduje KMnO4 rôzne látky, pričom sa redukuje na zlúčeniny Mn s rôznym stupňom oxidácie.

Lekcia je zhrnutá. Známky sú dané.

Reflexia.

Trieda vyjadrí svoj názor na prácu na hodine.

Domáca úloha

Stiahnite si prezentáciu na lekciu chémie: „Oxidačno-redukčné reakcie“

Lekcia skúma podstatu redoxných reakcií a ich rozdiel od iónomeničových reakcií. Vysvetlené sú zmeny oxidačných stavov oxidačného činidla a redukčného činidla. Zavádza sa pojem elektronickej váhy.

Téma: Redoxné reakcie

Lekcia: Redoxné reakcie

Zvážte reakciu horčíka s kyslíkom. Zapíšme si rovnicu tejto reakcie a usporiadame hodnoty oxidačných stavov atómov prvkov:

Ako je možné vidieť, atómy horčíka a kyslíka vo východiskových materiáloch a reakčných produktoch majú rôzne oxidačné stavy. Napíšme diagramy oxidačných a redukčných procesov vyskytujúcich sa s atómami horčíka a kyslíka.

Pred reakciou mali atómy horčíka oxidačný stav nula, po reakcii - +2. Atóm horčíka teda stratil 2 elektróny:

Horčík daruje elektróny a sám je oxidovaný, čo znamená, že je redukčným činidlom.

Pred reakciou bol oxidačný stav kyslíka nulový a po reakcii bol -2. Atóm kyslíka teda k sebe pridal 2 elektróny:

Kyslík prijíma elektróny a sám sa redukuje, čo znamená, že je oxidačným činidlom.

Napíšme si všeobecnú schému oxidácie a redukcie:

Daný počet elektrónov sa rovná počtu prijatých elektrónov. Elektronická rovnováha je zachovaná.

IN redoxné reakcie prebiehajú procesy oxidácie a redukcie, čo znamená zmenu oxidačných stavov chemických prvkov. Toto je charakteristický znak redoxné reakcie.

Redoxné reakcie sú reakcie, pri ktorých chemické prvky menia svoj oxidačný stav

Pozrime sa na konkrétne príklady, ako rozlíšiť redoxnú reakciu od iných reakcií.

1. NaOH + HCl = NaCl + H20

Aby bolo možné povedať, či je reakcia redoxná, je potrebné priradiť hodnoty oxidačných stavov atómov chemických prvkov.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H20

Upozorňujeme, že oxidačné stavy všetkých chemických prvkov vľavo a vpravo od znamienka rovnosti zostávajú nezmenené. To znamená, že táto reakcia nie je redoxná.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH4 + 202 = C02 + 2H20

V dôsledku tejto reakcie sa zmenili oxidačné stavy uhlíka a kyslíka. Okrem toho uhlík zvýšil svoj oxidačný stav a kyslík sa znížil. Zapíšme si schémy oxidácie a redukcie:

C -8e = C - oxidačný proces

О +2е = О - proces obnovy

Aby sa daný počet elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, t.j. v sulade s elektronické váhy, je potrebné vynásobiť druhú polovičnú reakciu faktorom 4:

C -8e = C - redukčné činidlo, oxiduje

O +2e = oxidačné činidlo O 4, redukované

Počas reakcie oxidačné činidlo prijíma elektróny, čím sa znižuje jeho oxidačný stav a dochádza k redukcii.

Redukčné činidlo sa počas reakcie vzdáva elektrónov, čím sa zvyšuje jeho oxidačný stav, oxiduje sa.

1. Mikityuk A.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie. 8-11 ročníkov / A.D. Mikityuk. - M.: Vydavateľstvo. "Skúška", 2009. (str. 67)

2. Oržekovskij P.A. Chémia: 9. ročník: učebnica. pre všeobecné vzdelanie zriadenie / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Chémia: anorganická. chémia. Organ. chémia: učebnica. pre 9. ročník. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdelávanie, OJSC “Moskva učebnice”, 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M.: RIA „Nová vlna“: Vydavateľ Umerenkov, 2008. (s. 54-55)

5. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V.A. Volodin, Ved. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (s. 70-77)

Ďalšie webové zdroje

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (videozážitky na danú tému) ().

2. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (interaktívne úlohy na danú tému) ().

3. Elektronická verzia časopisu „Chémia a život“ ().

Domáca úloha

1. č. 10.40 - 10.42 zo „Zbierky úloh a cvičení z chémie pre strednú školu“ od I.G. Khomchenko, 2. vydanie, 2008

2. Účasť na reakcii jednoduchých látok je istým znakom redoxnej reakcie. Vysvetli prečo. Napíšte rovnice pre reakcie zlúčeniny, substitúciu a rozklad kyslíka O 2 .

Témou lekcie sú „oxidačno-redukčné reakcie“.

Ciele:

Vzdelávacie: poboznámiť študentov s novou klasifikáciou chemických reakcií na základe zmien oxidačných stavov prvkov - oxidačno-redukčné reakcie (ORR).Vytvorte koncept o oxidačne - obnovujúcireakcie, ako chemické reakcie založené na zmenách oxidačného stavu prvkov. Uveďte pojmy „oxidačné činidlo“ a „redukčné činidlo“. Charakterizujte jednotu a kontinuitu procesov oxidácie a redukcie, naučiť žiakov usporiadať koeficienty metódou elektronickej rovnováhy.

Vzdelávacie: pPokračujte v rozvíjaní zručností pri zostavovaní rovníc chemických reakcií. Prispievať k rozširovaniu obzorov žiakov, rozvíjaniu zručností pri aplikácii nadobudnutých vedomostí na vysvetlenie javov okolitého sveta.Pokračujte v rozvoji logického myslenia, analýzy a porovnávacích schopností.Zlepšiť praktické zručnosti pri práci s laboratórnym vybavením a chemickými činidlami; doplniť vedomosti žiakov o pravidlách práce v chemickom laboratóriu. Rozvíjať schopnosť pozorovania a vyvodzovania záverov.

Výchovné: od prispieť k vytvoreniu kultúry medziľudskej komunikácie príkladom schopnosti počúvať sa navzájom, klásť si navzájom otázky, analyzovať odpovede súdruhov, predpovedať výsledok práce a hodnotiť svoju prácu.Formovať vedecký svetonázor študentov a zlepšovať pracovné zručnosti.

Typ lekcie: učenie sa nového materiálu.

Didaktické ciele:vytvárať podmienky na uvedomenie a pochopenie bloku nových vzdelávacích informácií.

Formát lekcie: lekcia - diskusia s prvkami problémového učenia.

Vyučovacie metódy:vysvetľujúci – názorný, problémový, čiastočne prieskumný.

Počas vyučovania

Organizovanie času.

Cesta do minulosti:

Učiteľ: V 3. storočí pred n. na ostrove Rhodos postavili pamätník v podobe obrovskej sochy Hélia (Gréci majú Boha Slnka).Grandiózny dizajn a dokonalé prevedenie Rodoského kolosu - jeden z divov sveta - ohromil každého, kto to videl. (ukazuje kolos na šmýkačke). Nevieme s istotou. ako socha vyzerala, ale vie sa, že bola z bronzu a dosahovala výšku asi 33 m. Socha vytvoril sochár Haret, jeho stavba trvala 12 rokov. Bronzová škrupina bola pripevnená k železnému rámu. Dutá socha sa začala stavať zdola a ako rástla, bola vyplnená kameňmi, aby bola stabilnejšia.Asi 50 rokov po dokončení stavby sa Kolos zrútil. Počas zemetrasenia sa zlomil na úrovni kolien. Vedci sa domnievajú, že dôvodom krehkosti tohto zázraku bola korózia kovu a proces korózie je založený na redoxných reakciách.Zapíšte si do zošita tému hodiny: „Oxidačné- obnovujúci reakcie."

Dnes sa teda v lekcii zoznámime s redoxnými reakciami a zistíme, aký je rozdiel medzi metabolickými a redoxnými reakciami. Naučme sa identifikovať oxidačné činidlo a redukčné činidlo v reakciách. Poďme sa naučiť, ako načrtnúť procesy odovzdávania a prijímania elektrónov.

Aktualizácia vedomostí.

Na začiatok si pripomeňme, čo je to oxidačné číslo a ako sa oxidačné číslo určuje v jednoduchých a zložitých látkach.

Oxidačné číslo je podmienený náboj atómu v zlúčenine. Oxidačný stav sa zhoduje s valenciou, ale na rozdiel od valencie je oxidačný stav negatívny.

Pravidlá určovania oxidačných stavov:

1. Voľné atómy a jednoduché látky majú oxidačný stav 0:

Na, H 2 , N 2 , S, Al, F 2 .

2. Kovy vo všetkých zlúčeninách majú kladný oxidačný stav (jeho maximálna hodnota sa rovná číslu skupiny):

a) pre kovy hlavnej podskupiny skupiny I +1;

b) pre kovy hlavnej podskupiny skupiny II +2;

c) hliník má +3.

3. V zlúčeninách má kyslík oxidačný stav -2

(výnimkaO +2 F 2 a peroxidy:H 2 O 2 -1 ; K 2 O 2 -1 ).

4. V zlúčeninách s nekovmi má vodík oxidačný stav +1 a s kovmi -1.

5. V zlúčeninách je súčet oxidačných stavov všetkých atómov 0.

H +1 Cl -1 H 2 +1 S -2 H 2 +1 S +6 O 4 -2

1 - 1 = 0 (2 1) - 2 = 0 (1 2) + 6 - (2 4) = 0

Štúdium novej témy.

V 8. ročníku ste sa zoznámili s reakciami kombinácie, rozkladu, zámeny a zámeny.Táto klasifikácia chemických reakcií je založená na počte a zložení východiskových a výsledných látok. Uvažujme chemické reakcie z hľadiska oxidácie (darovanie elektrónov) a redukcie (získavanie elektrónov) atómov prvkov. Nad znakmi chemických prvkov uvedieme ich oxidačné stavy.

Zmenili sa pri týchto reakciách oxidačné stavy prvkov?

V prvej rovnici sa oxidačné stavy prvkov nezmenili, ale v druhej sa zmenili pre meď a železo.

Druhá reakcia je redoxná reakcia.

Reakcie, ktoré vedú k zmenám oxidačných stavov prvkov, ktoré tvoria reaktanty a reakčné produkty, sa nazývajú redoxné reakcie ( ).

Pri redoxných reakciách sa elektróny prenášajú z jedného atómu, molekuly alebo iónu na druhý. Proces vzdania sa elektrónov je tzvoxidácia .

H 2 0 - 2 h 2 hod + 2Br - - 2ē Br 2 0 S -2 - 2° S 0

Proces pridávania elektrónov je tzvzotavenie :

Mn +4 + 2 ē Mn +2 S 0 + 2 ē S -2 Cr +6 +3 ē Cr +3

Atómy alebo ióny, ktoré pri danej reakcii získavajú elektróny, súoxidačné činidlá a ktoré darujú elektróny -reštaurátorov .

Zostavovanie rovníc redoxných reakcií.

Existujú dva spôsoby skladania redoxných reakcií – metóda elektrónovej rovnováhy a metóda polovičnej reakcie. Tu sa pozrieme na.
Pri tejto metóde sa porovnávajú oxidačné stavy atómov vo východiskových látkach a v produktoch reakcie, pričom sa riadime pravidlom: počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov pridaných oxidačným činidlom. agent.
Na vytvorenie rovnice potrebujete poznať vzorce reaktantov a reakčných produktov. Pozrime sa na túto metódu na príklade.

Algoritmus na zostavovanie rovníc OVR pomocou metódy elektronickej váhy:

Zostavte schému reakcie.

Al + HCl → AlCl 3 + H 2

Určte oxidačné stavy prvkov v reaktantoch a reakčných produktoch.

Al 0 +H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 +H 2 0

Určte, či je reakcia redoxná alebo či prebieha bez zmeny oxidačných stavov prvkov.

Táto reakcia je OVR

Podčiarknite prvky, ktorých oxidačné stavy sa menia.

Al 0 + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2 0

Určte, ktorý prvok sa počas reakcie oxiduje (jeho oxidačný stav sa zvyšuje) a ktorý prvok sa redukuje (jeho oxidačný stav sa znižuje).

Al 0 → Al +3 oxiduje

H +1 → H 2 0 sa obnovuje

Na ľavej strane diagramu šípkami označte proces oxidácie (vytesnenie elektrónov z atómu prvku) a proces redukcie (vytlačenie elektrónov k atómu prvku)

Al 0 – 3 ē →Al +3 oxidačný proces

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 proces obnovy

Definujte redukčné činidlo a oxidačné činidlo.

Al 0 – 3 ē →Al +3 redukčné činidlo

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 okysličovadlo

Vyvážte počet elektrónov medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom.

Al 0 – 3 → Al +3

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Určte koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo, produkty oxidácie a redukcie.

Al 0 – 3 → Al +3

x 2

2H +1 + 2 ē → H 2 0

x 3

Umiestnite koeficienty pred vzorce oxidačného činidla a redukčného činidla.

2 Al+ 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

Skontrolujte reakčnú rovnicu.

Spočítajme počet atómov vpravo a vľavo, ak sú rovnaké čísla, rovnicu sme vyrovnali.

Konsolidácia.

№1. Určte stupeň oxidácie atómov chemických prvkov pomocou vzorcov ich zlúčenín:H 2 S, O 2 , N.H. 3 , HNO 3 , Fe, K 2 Cr 2 O 7

№2. Určte, čo sa stane s oxidačným stavom síry počas nasledujúcich prechodov:H 2 S → SO 2 → SO 3

№3. Usporiadajte koeficienty v CHR metódou elektronickej rovnováhy, uveďte procesy oxidácie (redukcie), oxidačné činidlo (redukčné činidlo); napíšte reakcie v kompletnej a iónovej forme:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Sú danéschémyrovnicereakcie:
SuS + HNO 3 ( zriedený) = Cu(NO 3 ) 2 + S + NO + H 2 O

K+H 2 O = KOH + H 2
Usporiadajte koeficienty v reakciách pomocou metódy elektronickej rovnováhy.
Uveďte látku - oxidačné činidlo a látku - redukčné činidlo.

Domáca úloha: str 1, cvičenie 1, 6 strana 7.

Reakcie, počas ktorých prvky tvoriace reagujúce látky menia oxidačný stav, sa nazývajú oxidačno-redukčné (ORR).

Oxidačný stav. Na charakterizáciu stavu prvkov v zlúčeninách bol zavedený pojem oxidačný stav. Oxidačný stav (s.o.) je podmienený náboj, ktorý je priradený atómu za predpokladu, že všetky väzby v molekule alebo ióne sú extrémne polarizované. Oxidačný stav prvku v molekule látky alebo iónu je definovaný ako počet elektrónov vytlačených z atómu daného prvku (pozitívny oxidačný stav) alebo do atómu daného prvku (negatívny oxidačný stav). Na výpočet oxidačného stavu prvku v zlúčenine je potrebné vychádzať z nasledujúcich ustanovení (pravidiel):

1. Oxidačný stav prvkov v jednoduchých látkach, v kovoch v elementárnom stave, v zlúčeninách s nepolárnymi väzbami je rovný nule. Príkladmi takýchto zlúčenín sú N20, H20, Cl20, I20, Mg0, Fe0 atď.

2. V zložitých látkach majú prvky s vyššou elektronegativitou negatívny oxidačný stav.

Pretože počas tvorby chemickej väzby sú elektróny premiestnené na atómy viacerých elektronegatívnych prvkov, tieto majú v zlúčeninách negatívny oxidačný stav.

O-2Cl O-2N + prvok EO

V niektorých prípadoch sa oxidačný stav prvku číselne zhoduje s valenciou (B) prvku v danej zlúčenine, ako napríklad v HCl04.

Nižšie uvedené príklady ukazujú, že oxidačný stav a valencia prvku sa môžu číselne meniť:

N = N = (N) = 3; s.o.(N)=0

H+C-20-2H+

EO (C) = 2,5 V (C) = 4 s.o. (C) = -2

EO (0) = 3,5 V (0) = 2 s.o. (0) = -2

EO (N) = 2,1 V(N) = 1 s.o.(N) = +1

3. Existujú vyššie, nižšie a stredné oxidačné stavy.

Najvyšší oxidačný stav– to je jeho najväčšia pozitívna hodnota. Najvyšší oxidačný stav sa zvyčajne rovná číslu skupiny (N) periodickej tabuľky, v ktorej sa prvok nachádza. Napríklad pre prvky periódy III sa rovná: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Výnimkou sú fluór, kyslík, hélium, neón, argón, ako aj prvky podskupiny kobalt a nikel: ich najvyšší oxidačný stav je vyjadrený číslom, ktorého hodnota je nižšia ako číslo skupiny, do ktorej patria. Prvky podskupiny medi majú naopak najvyšší oxidačný stav väčší ako jedna, hoci patria do skupiny I.

Najnižší stupeň oxidácia je určená počtom chýbajúcich elektrónov do stabilného stavu atómu ns 2 nр 6. Najnižší oxidačný stav pre nekovy je (N-8), kde N je číslo skupiny periodickej tabuľky, v ktorej sa prvok nachádza. Napríklad pre nekovy z obdobia III sa rovná: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Najnižší oxidačný stav kovov je ich najnižšia možná kladná hodnota. Napríklad mangán má nasledujúce oxidačné stavy: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 je najnižší oxidačný stav mangánu.

Všetky ostatné vyskytujúce sa oxidačné stavy prvku sa nazývajú medziprodukty. Napríklad pre síru je oxidačný stav +4 stredný.

4. Množstvo prvkov vykazuje v komplexných zlúčeninách konštantný oxidačný stav:

a) alkalické kovy – (+1);

b) kovy druhej skupiny oboch podskupín (okrem Нg) – (+2); ortuť môže vykazovať oxidačné stavy (+1) a (+2);

c) kovy tretej skupiny, hlavnej podskupiny – (+3), s výnimkou Tl, ktoré môžu vykazovať oxidačné stavy (+1) a (+3);

e) H+, okrem hydridov kovov (NaH, CaH 2 atď.), kde je jeho oxidačný stav (-1);

f) O -2, s výnimkou peroxidov prvkov (H 2 O 2, CaO 2 a pod.), kde je oxidačný stav kyslíka (-1), superoxidy prvkov

(KO 2, NaO 2 atď.), v ktorom je jeho oxidačný stav – ½, fluorid

kyslík ОF 2.

5. Väčšina prvkov môže v zlúčeninách vykazovať rôzne stupne oxidácie. Pri určovaní ich oxidačného stavu používajú pravidlo, podľa ktorého súčet oxidačných stavov prvkov v elektricky neutrálnych molekulách sa rovná nule av komplexných iónoch - náboj týchto iónov.

Ako príklad si vypočítajme oxidačný stav fosforu v kyseline ortofosforečnej H3PO4. Súčet všetkých oxidačných stavov v zlúčenine sa musí rovnať nule, takže oxidačný stav fosforu označíme X a vynásobením známych oxidačných stavov vodíka (+1) a kyslíka (-2) počtom ich atómov v zlúčenine vytvoríme rovnicu: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, z toho X = +5.

Vypočítajme oxidačný stav chrómu v dvojchrómanovom ióne (Cr 2 O 7) 2-.

Súčet všetkých oxidačných stavov v komplexnom ióne sa musí rovnať (-2), preto označme oxidačný stav chrómu X a vytvorte rovnicu 2X + (-2)*7 = -2, z ktorej X = + 6.

Koncept oxidačného stavu pre väčšinu zlúčenín je podmienený, pretože neodráža skutočný efektívny náboj atómu. V jednoduchých iónových zlúčeninách sa oxidačný stav ich základných prvkov rovná elektrickému náboju, pretože počas tvorby týchto zlúčenín dochádza takmer k úplnému prenosu elektrónov z jedného

1 -1 +2 -1 +3 -1

atóm na iný: NaI, MgCI 2, AIF 3. Pre zlúčeninu s polárnou kovalentnou väzbou je skutočný efektívny náboj menší ako oxidačné číslo, ale tento koncept sa v chémii veľmi používa.

Hlavné ustanovenia teórie OVR:

1. Oxidácia je proces odovzdávania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom. Častice, ktoré darujú elektróny, sa nazývajú redukčné činidlá; počas reakcie sa oxidujú, pričom vzniká oxidačný produkt. V tomto prípade prvky zapojené do oxidácie zvyšujú svoj oxidačný stav. Napríklad:

AI – 3e -  AI 3+

H2 - 2e -  2H+

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. zotavenie je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu. Častice, ktoré získavajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá; počas reakcie sa redukujú za vzniku redukčného produktu. V tomto prípade prvky podieľajúce sa na redukcii znižujú svoj oxidačný stav. Napríklad:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Látky obsahujúce redukčné alebo oxidačné častice sa nazývajú redukčné činidlá alebo oxidačné činidlá. Napríklad FeCI 2 je redukčné činidlo vďaka Fe 2+ a FeCI 3 je oxidačné činidlo vďaka Fe 3+.

4. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak redukcia je vždy spojená s oxidáciou. ORR teda predstavuje jednotu dvoch protikladných procesov – oxidácie a redukcie

5. Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.

Zostavovanie rovníc redoxných reakcií. Na poslednom pravidle sú založené dve metódy skladania rovníc pre OVR:

1. Metóda elektronickej váhy.

Tu sa počet získaných a stratených elektrónov vypočíta na základe oxidačných stavov prvkov pred a po reakcii. Pozrime sa na najjednoduchší príklad:

Na0+Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - oxidácia

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - zotavenie

2 Na + Cl2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + Cl2 = 2 NaCl

Táto metóda sa používa, ak reakcia neprebieha v roztoku (v plynnej fáze, reakcia tepelného rozkladu atď.).

2. Iónová elektronická metóda (metóda polovičnej reakcie).

Táto metóda berie do úvahy prostredie roztoku a poskytuje predstavu o povahe častíc, ktoré skutočne existujú a interagujú v roztokoch. Pozrime sa na to podrobnejšie.

Algoritmus na výber koeficientov pomocou iónovo-elektronickej metódy:

1. Zostavte molekulárny diagram reakcie s uvedením východiskových látok a produktov reakcie.

2. Zostavte úplnú schému iónovo-molekulárnej reakcie, zapíšte slabé elektrolyty, ťažko rozpustné, nerozpustné a plynné látky v molekulárnej forme a silné elektrolyty v iónovej forme.

3. Po vylúčení iónov z iónovo-molekulárnej schémy, ktoré sa v dôsledku reakcie nemenia (bez zohľadnenia ich množstva), prepíšte schému do stručnej iónovo-molekulárnej formy.

4. Identifikujte prvky, ktoré v dôsledku reakcie menia svoj oxidačný stav; nájsť oxidačné činidlo, redukčné činidlo, produkty redukcie, oxidácie.

5. Zostavte diagramy polovičných reakcií oxidácie a redukcie, na tento účel:

a) uveďte redukčné činidlo a oxidačný produkt, oxidačné činidlo a redukčný produkt;

b) vyrovnať počet atómov každého prvku na ľavej a pravej strane polovičných reakcií (vykonať bilanciu po prvku) v poradí: prvok meniaci oxidačný stav, kyslík, ostatné prvky; Malo by sa pamätať na to, že vo vodných roztokoch sa môžu molekuly H 2 O, ióny H + alebo OH - zúčastniť reakcií v závislosti od povahy média:

c) vyrovnať celkový počet nábojov v oboch častiach polovičných reakcií; Ak to chcete urobiť, pridajte alebo odčítajte požadovaný počet elektrónov na ľavej strane polovičných reakcií (bilancia náboja).

6. Nájdite najmenší spoločný násobok (LCM) počtu odovzdaných a prijatých elektrónov.

7. Nájdite hlavné koeficienty pre každú polovičnú reakciu. Aby ste to dosiahli, vydeľte číslo získané v kroku 6 (LCM) počtom elektrónov objavujúcich sa v tejto polovičnej reakcii.

8. Vynásobte polovičné reakcie získanými hlavnými koeficientmi, spočítajte ich: ľavú stranu s ľavou, pravú stranu s pravou (získajte iónovo-molekulárnu rovnicu reakcie). Ak je to potrebné, „prineste podobné“ ióny s prihliadnutím na interakciu medzi vodíkovými iónmi a hydroxidovými iónmi: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Usporiadajte koeficienty v molekulovej rovnici reakcie.

10. Vykonajte kontrolu častíc, ktoré nie sú zahrnuté v ORR, vylúčené z kompletnej iónovo-molekulárnej schémy (bod 3). Ak je to potrebné, koeficienty pre nich sa nájdu výberom.

11. Vykonajte záverečnú kontrolu kyslíka.

1. Kyslé prostredie.

Schéma molekulárnej reakcie:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + H 2 O + K 2 SO 4

Schéma úplnej iónovo-molekulárnej reakcie:

K++MnO +Na++NIE +2H++SO  Mn 2+ + SO + Na + + NO + H20 + 2K++SO .

Stručná schéma iónovo-molekulárnej reakcie:

MnO + NIE +2H+  Mn2+ + NO +H20

ok produkt ok produkt ok

Počas reakcie oxidačný stav Mn klesá z +7 na +2 (mangán sa redukuje), preto MnO – oxidačné činidlo, Mn 2+ – redukčný produkt. Stupeň oxidácie dusíka sa zvyšuje z +3 na +5 (dusík sa oxiduje), preto NO – redukčné činidlo, NO – produkt oxidácie.

Rovnice polovičnej reakcie:

2MnO + 8 H+ + 5e -  Mn 2+ + 4 H 2 O- proces obnovy

10 +7 +(-5) = +2

5 NIE + H 2 O– 2e –  NIE + 2 H+ - oxidačný proces

2 MnO + 16H++ 5NO + 5H20 = 2Mn2+ + 8H20 + 5NO + 1OH + (úplná iónovo-molekulárna rovnica).

V celkovej rovnici vylúčime počet identických častíc nachádzajúcich sa na ľavej aj pravej strane rovnosti (uvádzame podobné). V tomto prípade ide o ióny H + a H 2 O.

Krátka iónovo-molekulárna rovnica bude

2 MnO + 6H++ 5NO  2Mn2+ + 3H20 + 5NO .

V molekulárnej forme platí rovnica

2KMn04 + 5 NaN02 + 3 H2S04 = 2MnS04 + 5NaN03 + 3H20 + K2S04.

Pozrime sa na bilanciu častíc, ktoré sa nezúčastnili OVR:

K+ (2 = 2), Na+ (5 = 5), SO (3 = 3). Kyslíková bilancia: 30 = 30.

2. Neutrálne prostredie.

Schéma molekulárnej reakcie:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaN03 + KOH

Schéma iónovo-molekulárnej reakcie:

K++MnO + Na + + NO + H 2 O  MnO 2 + Na + + NO + K++ OH

Stručný iónovo-molekulárny diagram:

MnO + NIE + H 2 O  MnO 2 + NIE +OH-

ok produkt ok produkt ok

Rovnice polovičnej reakcie:

2 MnO + 2H20+ 3eˉ Mn02 +40H - proces obnovy

6 -1 +(-3) = -4

3 NIE +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - oxidačný proces