Методика решения заданий С1 по химии
методическая разработка по химии (11 класс) на тему

Биктимирова Лиана Фанилевна

Подготовка к ЕГЭ по химии. Решение окислительно-восстановительных уравнений

Скачать:

ВложениеРазмер
Microsoft Office document icon 6.ovr_.doc100 КБ

Предварительный просмотр:

Окислительно-восстановительные процессы

1)     Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.

             В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.


        Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых
изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.


       
ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
       
ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. 

2)Типичные восстановители и окислители.

Окислители: 

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

                Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;

                                    соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;

                                    оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5 

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители: 

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

   Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;

                       соли – KI, NaBr, K2S.

     Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

3) Процессы окисления и восстановления

      В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:

окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!

   

4) Что такое электронный баланс?

           Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:    Н N+5O3 + C0  

       Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.  

      HN+5O3 + C0  С+4О2  +  N+4O2+ Н2О

Составляем электронный баланс:

  N+5 + 1е   N+4 4 – окислитель

  C0 – 4 е   С+4    1 – восстановитель

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.

        4HNO3 + C    СО2  +  4NO2+ 2Н2О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

KMnO4

  (малиновый раствор)

 + восстановитель

кислая среда:

Mn2+ 

(MnCl2, MnSO4)

обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn +4 

(MnO2 бурый осадок)

щелочная среда:

Mn+6 

(K2MnO4,

зеленый раствор)

Сr +6

Cr+3

K2Cr2O7 

(дихромат) или

K2CrO4(хромат) 

CrCl3, Cr2(SO4)3

в кислой среде

+ восстановители

Cr(OH)3 

в нейтральной среде

K3[Cr(OH)6]

в щелочной среде

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?

          а) S2-, I-, Br-, Cl-  переходят в Э0

          б) Р-3, As-3  +5

          в) N+3,S+4, P+3, и т.п.  в высшую степень окисления  

                                                (соль или кислота)

Примеры реакций:

2KMnO4  + 5H2O2 + 3H2SO4(кислая среда)  2MnSO4 + 5O2  + K2SO4 + 8H2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4(кислая среда)  Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O

Разложение нитратов  (по ряду активности металлов!).

1. Металлы  левее магния кроме лития.

2KNO3    t      2КNO2      +     O2

         нитрит  металла  +  кислород

2. От магния

до меди включительно+ литий

2Mg(NO3)2 t   2MgO  + 4NO2  + O2

               оксид

           металла*  + NO2  + O2

3. Правее меди

2AgNO3  t   2Ag   + 2NO2   +  O2

           металл  + NO2  + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

        

H N+5O3 + металлы

+4

+2

+1

0

-3

NO2

NO

N2O

N2

NH4NO3

Неактивные металлы

Активные металлы**

концентри-рованная

разбавлен-ная

концентриро-ванная

среднее разбавление

очень разбавленная

чем активнее металл и чем более разбавленная кислота  →

- не реагируют с азотной кислотой  Au,Pt,Pd.

 - пассивация Al,Cr,Fe*

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки

 ** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до  N2O!

        

H2SO4

-  не реаг Au, Pt, Pd.

Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота!

Концентрированная

(пассивация Al,Cr,Fe)**

 металлы в ряду активности  до Н - Н2 + сульфат металла*.

 металлы после Н – не реагируют.

неактивные металлы – сульфат металла +SO2

активные металлы и цинк – сульфат металла

+ S или H2S***

Концентрированная кислота + неметаллы 

 SO2 + кислота или оксид неметалла (в макс. степени окисления)

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

Вещества с двойственной природой:

   Пероксид водорода:

         Н2О2   +  окислитель          O2

                   +  восстановитель    Н2О или ОН-

Нитриты щелочных металлов и аммония:        

          КNO2  + окислитель          KNO3 

                    + восстановитель    NO

Примеры реакций:

H2O2 + 2KI + H2SO4  I2 + K2SO4 + 2H2O (пероксид – окислитель)

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (пероксид – восстановитель)

KNO2 + H2O2  KNO3 + H2O (нитрит – восстановитель)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4  2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O (нитрит – окислитель)

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает   и принимает электроны.

 Например, в реакции: Cl20+ KOH  KCl-1  + KCl+5O3 + H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает,   переходя  в  устойчивую степень окисления  +5 

Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Сера + щёлочь  2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)

S0   S-2 и  S+4

Фосфор + щелочь  фосфин РН3 и соль ГИПОФОСФИТ КН2РО2(реакция идёт при кипячении)

Р0   Р-3  и  Р+1

Хлор + вода (без нагревания) 2 кислоты, HCl, HClO

Хлор + щелочь (без нагревания) 2 соли, КCl и КClO и вода

Cl20   Cl-  и  Cl+

Бром, йод + вода  2 кислоты, HBr, HBrO3

Хлор  + щелочь (при нагревании) 2 соли, КCl и КClO3 и вода

Бром, йод + щелочь  две соли и вода.

Cl20  Cl-  и  Cl+5

Br20  Br  и Br+5

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей

NO2 + вода 2 кислоты, азотная и азотистая

NO2 + щелочь  2 соли, нитрат и нитрит

N+4   N+3 и N+5

K2SO3 –(t) сульфид и сульфат калия

S+4  S-2 и S+6

KClO3 –(t)(без катализатора)  2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4

Cl+5  Cl- и Cl+7


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Опыт работы по теме "Методика решения задач по химии"

Уметь решать задачи есть искусство,приобретающееся практикой.                      Д. Пой...

Методика решения заданий типа "Робот в лабиринте"

Задания этого типа сводятся  к тому, чтобы определить те точки (назовем их «особые») в лабиринте, к которым робот вернется пройдя четыре раза по прямой (пока выполняется условие цикла). При этом ...

Методика решения заданий ЕГЭ по информатике высокого уровня сложности (В15)

Разбор заданий В15. Системы логических уравнений....

Лекция "Методика решения расчетных задач по химии"

Решение расчетных задач занимает важное место в изучении основ химической науки. При решении задач происходит более глубокое и полное усвоение учебного материала, вырабатываются навыки практического п...

Методика решения заданий ЕГЭ по теме: «Тригонометрические выражения и их преобразования»

Проанализирован материал ЕГЭ заданий  №9, посвященные преобразованиям тригонометрических выражений и проклассифицированы задания по форме подачи их в тестах....

Решение заданий ОГЭ по химии (1 - 15)

Многие учащиеся уже в 9-м классе выбирают химию как предмет для сдачи выпускного экзамена. Успешное выполнение работы ОГЭ включает упорную подготовку – разбор большого объема примерных заданий и самос...

Мастер-класс: Методика решения практико-ориентированных задач по химии. Задание №19 ОГЭ по химии.

Представленная разработка содержит методические рекомендации и разные методы решение задач ОГЭ по химии №19.Практико-ориентироанные задачи....