«Метод полуреакций в подборе коэффициентов в овр»
Вид материала | Лекция |
СодержаниеНекоторые окислители-акцепторы ē Слабые электролиты |
- Методика исследования 4 Штатно-номенклатурный метод 4 Метод расчета коэффициентов насыщенности, 831.9kb.
- С. В. Фёдоров, Н. А. Середа Обосновывается теоретико-расчётный метод определения, 90.27kb.
- Содержатся предложения по определению числовых значений коэффициентов трения в стадии, 58.42kb.
- Соединение кораблей и подразделений Охраны водного района (овр) главной военно-морской, 4252.86kb.
- Statistical modelling of reliability, 84.06kb.
- А. В. Буряк метод финансовых коэффициентов как инстурмент оценки эффективности деятельности, 122.42kb.
- 97. Анализ и оценка финансовых коэффициентов рыночной устойчивости, 22.75kb.
- Классы кредитоспособности клиентов. Вопросы по задаче: Как оценивается рост и снижение, 55.91kb.
- Классы кредитоспособности клиентов. Вопросы по задаче: Как оценивается рост и снижение, 34.84kb.
- Анализа коэффициентов Корнеева Елена Финансовый директор группы компаний Carlo Pazolini, 153.55kb.
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.
- Основные понятия
- Некоторые окислители-акцепторы электронов
- Некоторые восстановители – доноры электронов
- Метод полуреакций, правила оформления ОВР протекающих:
- в кислотной среде
- в щелочной среде
- в нейтральной среде.
- в кислотной 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.



+3ē
H



+5ē
+8ē N20
N-3
Элемент имеющий минимальную с.о может быть только восстановителем.

-2ē
H


-8 ē
S+6
Элемент, имеющий промежуточную с.о., может быть и окислителем и восстановителем.

+2ē
S


-6ē }восстановитель
S+6
Некоторые окислители-акцепторы ē
I

хлорноватистая

хлористая



HBr+5O3, и соли (броматы)
бромноватая
HCl+7O4 , и соли (перхлораты)
хлорная

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







H








могут образовываться одновременно в разных соотношениях.
- Перманганат калия KMn+7O4


K




(

M

- Соединение хрома:
C


C


- А
зотистая кислота (нитриты, нитраты)
2


H


N




- Пероксид водорода.
H




Некоторые восстановители – доноры ē.
- Me: Al; Ca; K; Mg; Na
- неМе: C (kokc); H2; S; Si; Se; P
- 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
2

N

- Некоторые металлы в щелочной среде (OH-)
Z

A

P

- Тиосульфат ион S2O62-



S




- Пероксид водорода

H


H

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.
- Записать схему реакции. Определить молекулы или ионы, которые участвуют в процессе окисления и восстановления.
- Записать в ионном виде полуреакции окисления и восстановления. Слабые электролиты, твердые и газообразные вещества записываются в молекулярном виде.
- 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.
- Балансируют (уравнивают) число отданных и принятых ē в полуреакциях.
- Суммируют сначала левые, а затем правые части полуреакций, не забывая предварительно умножить множитель на коэффициент, если он стоит перед формулой. Результат – суммарное ионное уравнение.
- Подчеркивают и сокращают одинаковые ионы и молекулы.
- 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 | S ![]() |
2 | 1-я полуреакция | 1 ![]() ![]() 2 ![]() |
3 | 2-я полуреакция | |
4 | Суммарное ионное уравнение | S ![]() S ![]() |
5 | Добавляемые ионы | 2 ![]() |
6 | Итоговое молекулярное уравнение | S +2HNO3 = H2SO4 + 2NO |
1.
K

3


1


3

3

3K+ + H+ = 3K+ + H+
3KNO2 + HClO3 = 3KNO3 + HCl
2.
K

1


2


2

2K+ + 2K+ + 2SO42- = 4K+ + 2SO42-
2KI + 2KNO2 + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O
3

H

5


1


2Cl- + ClO 3-+ 6H+ 5Cl0 +Cl0 + 3H2O

5HCl + HClO3 = 3Cl2 + 3H2O
4.
K

2

5


2

2K+ + 8SO42- +10SO42- = 2SO42- +2K+ + SO42- + 15SO42-
2KMnO4 + 8H2SO4 +10FeSO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O
5.
K


1

3


C



8H+ +16H+
2K+ + 4SO42- = 3SO42- + 2K+ + SO42-
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 +K2SO4 + 3S +7H2O
6.
K


4

1


8

8K+ + 2H+ + 4SO42- = 2H+ +8K+ + 4SO42-

8KI + 5H2SO4 = 4I2 + H2S + 4K2SO4 +4H2O
7.
С

4


1


4

8NO3- = 8NO3-
4Сa + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O +5H2O
8.
K


1

3


C

C

2K+ + 4SO42-+3K+ = 3SO42- +3K+ + 2K + +SO42-
K2Cr2O7 + 4H2SO4+ 3KNO2 = Cr2(SO4)3 +3KNO3 + K2SO4 +4H2O
9.
P


1

2


P

2NO3- = 2NO3-
Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
10.
N


5

1


5

5Na+ + Na+ +3SO42- = 6Na+ + SO42-
5NaBr + NaBrO3- + 3H2SO4 = 3Br20 + 3Na2SO4 +3H2O
Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в щелочной среде
- Чтобы уравнять число атомов водорода и кислорода, добавляют воду в ту часть полуреакции, где избыток атомов кислорода, а в противоположную часть – удвоенное число гидроксид анионов.
- Перед Н2О ставят коэффициент, показывающий разницу в числе атомов кислорода в левой и правой частях полуреакций, а перед ОН- - его удвоенный коэффициент. Получается так, что восстановитель присоединяет кислород из гидроксид анионов.
1.
M


3

1


3

3

6K+ + K+ = 6K+ + K+
3MnO2 + 6KOH + KClO3 = 3K2MnO4 + 3H2O + KCl
2.
I


5

1


5

6K+ = 5K+ + K+
3I2 + 6KOH = 5KI + KIO3 + 3H2O
3.
M

1


1


M

M

2K+ + K+ = 2K + + K+
MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + H2O + KNO2
4.
N

1


2


S

2Na+ + 2K+ + 2K+ = 2Na+ + 4K+
Na2SO3 + 2KOH + 2KMnO4 = Na2SO4 +H2O + 2K2MnO4
5.
N


2

3


2

2Na+ + 8Na+ = 4Na+ + 6Na+
2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 4H2O +6 NaBr
6.
M

1


2


M

SO42- +Na+ = 2Na+ + 4N+ + SO42- + 2Na+
MnSO4 +8NaOH + 2Br2 = Na2MnO4 +4H2O +4NaBr + Na2SO4
7.
S


3

2


3

3

4K+ +2K+ = 6K+
3SO2 + 4KOH + 2KMnO4 = 3K2SO4 + 2H2O + 2MnO2
8.
C


2

3


2

2

6NO3- + 10Na+ = 4Na+ + 6Na+ +6NO3-
2Cr(NO3)3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 8H2O + 6NaNO3
9.
C


2

3


2

6H2O +10 OH-
2

10 Na+ = 4Na+ + 6Na+
2Cr(OH)3 + 10NaOH + 3Cl2 = 2Na2CrO4 + 2H2O + 6NaCl
10.
N


1


2


S

2Na+ + 2NO3- + 2Na+ = 2Na+ + 2Na+ + 2NO3-
Na2SO3 + 2NaOH + 2AgNO3 = Na2SO4 + H2O + 2Ag + 2NaNO3
Правила оформления уравнений ОВР, протекающих в нейтральной среде.
- среду нейтральной считают условно. На самом деле вследствие гидролиза соли среда может быть слабокислотной (рН = 6-7) или слабощелочной (рН = 7-8), поэтому полуреакции можно оформить двумя способами:
- ) без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, то в левые части полуреакций добавляют воду. Тогда одну полуреакцию рассматривают как для кислотной среды, а другую, как для щелочной среды.
- ) если по схеме реакции можно определить среду, то полуреакцию оформляют соответственно или, как для кислотной, или, как для щелочной среды.
- ) без учета гидролиза соли. Так как среда нейтральная, то в левые части полуреакций добавляют воду. Тогда одну полуреакцию рассматривают как для кислотной среды, а другую, как для щелочной среды.
1.
N


3

2


3

7H2O 6H2O +2OH-
3

6Na+ + 2K+ = 6Na+ + 2K+
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 +2MnO2 + 2KOH
2.
N

1

2


S

9H2O 8H2O +2H+
S

2Na+ + 4H+ = 4H+ + 2Na+
Na2S2O3 + H2O + 4HOCl = 2H2SO4 + 2NaCl + 2HCl
3.
S

4


1


4

12H2O 8H2O +8H+
4

H+ = H+
4SO2 + 4H2O + HClO4 = 4H2SO4 + HCl
4.
I

1


5


I

11H2O 10H2O +2H+
I

5H+ = 2H+ + 3H+
I2 + H2O + 5HClO = 2HIO3 + 5HCl
5.
I

1

5


I




I2 + 6H2O + 5Cl2 = 2HIO3 + 10HCl
6.
S

5


1


5

16H2O 12H2O + 8H+
5

2H+ = 2H+
5SO2 + 4H2O + 2HBrO3 = 5H2SO4 + Br2
7

A

4


3


4

6H+ + 12H+
12Cl- = 12Cl-
4

8.
P

1


4



P


4NO3- = 4NO3-
P2O3 + 4AgNO3 + 5H2O = 2H3PO4 + 4HNO3 +4Ag0
9

H


3

1


3

6H2O + 2OH-
3

2K+ = 2K+
3H2S + K2CrO7 + H2O = 3S + Cr(OH)3 + 2KOH
1

K


3

2


3

6K+ + 2K+ = 8K+
3K2S + 2KMnO4 + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH
Литература.
- Дзудцова Д.О., Бестаева Л.Б. Окислительно – восстановительные реакции. – М.: Дрофа, 2007.
- Хомченко Г.П. , Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1978.
- Глинка Н.Л. Общая химия. Ленинград : «Химия», Ленинградское отделение. 1984.