Лекция для учащихся 9 классов

по теме «Метод полуреакций в подборе коэффициентов в ОВР»

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

H N⁺⁵O₃ +4 ē N⁺¹ N⁺⁵ - окислитель

+5ē

+8ē N₂⁰

N^-3

Элемент имеющий минимальную с.о может быть только восстановителем.

S⁰

-2ē

H ₂S^-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

S ⁰ -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

H ₂S⁺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⁺

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

в нейтральной среде (H₂0) Mn⁺⁴O₂

( Mn⁺⁶O₄)^2- H⁺ Mn²⁺ + H₂O

M n⁺⁴O₂ H⁺ Mn²⁺ + H₂O

4. Соединение хрома:

C r₂O₇^2- В кислотной среде Cr³⁺

C r³⁺ В щелочной среде CrO₄^2-

4. А зотистая кислота (нитриты, нитраты)

2 H⁺ + (N⁺³O₂)^- N⁺²O (всегда) + H₂O

H o! NH₄NO₂ t⁰ N₂⁰ + 2H₂O

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

акт. Ме (Zn) (N⁺³O₂)^-

4. Пероксид водорода.

H ₂O₂^-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

2 N^-3 - 6 ē N₂⁰

N ^-3 - 8 ē N⁺⁵

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

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

A l⁰ - 3 ē ^OH- [Al(OH)₄^-]^- (Na[Al(OH)₄^-] тетрагидроксоаллюминат Na)

P b⁰ - 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

S ₂O₃²- + Сильный окислитель 2SO₄^2-

+ I₂ S₄O₆^2- (Тетратионат анион)

6. Пероксид водорода

H ₂O₂^-1 - 2 ē O₂ + 2H⁺

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

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