Выполнила: ученица 11 М класса МОУ лицея №6 Багрова Юлия.

1. окислительно-восстановительные реакции Выполнила:ученица 11 М класса МОУ лицея №6 Багрова Юлия. Руководитель: учитель химии МОУ лицея №: Дробот Светлана Сергеевна

2. Цель работы: рассмотреть методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

3. окислительно-восстановительные реакции Сущность ОВР можно выразить разными способами, каждый из которых имеет определенные достоинства и недостатки. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Алгоритм составления уравнения методом электронного баланса Составление уравнений ОВР методом полуреакций или ионно-электронным методом Алгоритм составления уравнения методом полуреакций, или ионно-электронным методом Реакции, протекающие в кислой среде Реакции, протекающие в щелочной среде Реакции, протекающие в нейтральной среде Список литературы

4. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов, смещенных от восстановителя к окислителю. Метод применяется для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. В этом универсальность и удобство метода. Недостаток метода – при выражении сущности реакций, протекающих в растворах, не отражается существование реальных частиц.

5. Составить схему реакции. • Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. • Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов. • Подчеркнуть элементы, степени окисления которых изменяются. • Определить, какой элемент окисляется (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается) в процессе реакции. • В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента) • Определить восстановитель и окислитель. • Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем. • Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления. • Записать коэффициент перед формулой вещества, определяющего среду раствора. • Проверить уравнение реакции.

6. Составление уравнений ОВР методом полуреакций или ионно-электронным методом Метод основан на составлении ионно-электронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующим суммированием их в общее уравнение. Метод применяется для выражения сущности окислительно-восстанови- тельных реакций , протекающих только в растворах. Достоинство метода: 1.В электронно-ионных уравнениях полуреакций записываются ионы, реально существующие в водном растворе, а не условные частицы. 2.Понятие «степень окисления» не используется. 3. При использовании этого метода не нужно знать все вещества: они определяются при выводе уравнения реакции. 4. Видна роль среды как активного участника всего процесса.

7. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях. В молекулах с ионной связью совпадает с зарядом иона, напр. в NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1. В ковалентных соединениях за степень окисления принимают заряд, который получил бы атом, если бы все пары электронов, осуществляющие химическую связь, были целиком перенесены к более электроотрицательным атомам, напр. в HCl степень окисления водорода +1, хлора -1. Понятие степень окисления используется, напр., при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

8. Алгоритм составления уравнения ОВР методом полуреакций 1.Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления и окислитель и продукт его восстановления: Zn+NO3 -> Zn2+ + NO2 . . 2.Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления(это I полуреакция): Zn - 2ē ->Zn2+ 3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления(это II полуреакция): NO3 ¯ + 2H + + ē -> NO2 +H2O 4.Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между окислителем и восстановителем было сбалансировано: Zn - 2ē ->Zn2+ NO3 ¯ + 2H + + ē-> NO2+H2O 2 5.Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции: Zn + 2NO3 ¯ + 4H + -> Zn2+ + 2NO2 +2 H2O Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде: а)число атомов элементов должно быть равно в левой и в правой частях уравнения. б)общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков. 6.Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда: Zn + 4HNO3(конц.)=Zn(NO3)2 + 2 NO2 +2 H2O

9. Реакции, протекающие в кислой среде В кислой среде кислород отдают молекулы воды, а связывается он ионами водорода. 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 -> 6K2SO4 + 5Br2 +2MnSO4 + 8H2O K+ + MnO4¯ + K+ + Br¯ +2H+ + SO42¯ -> 2K+ + SO42¯ + 2Br0 + Mn2+ + SO42¯ + H2O MnO4¯ + Br¯ +2H+ -> 2Br0 + Mn2+ + H2O MnO4¯ +8H+ +5ē -> Mn2+ + 4H2O 2 (восстановление) 2Br¯ - 2ē -> 2Br0 5(окисление) 2MnO4¯ +16H++ 10Br¯ -> 10Br0 + 2Mn2+ + 8H2O

10. Реакции, протекающие в щелочной среде В щелочной среде кислород предоставляют ионы ОН¯, а связывается он молекулами воды MnCl2 + KBrO + 2KOH -> MnO2 + KBr + 2KCl +H2O Mn2+ + 2Cl¯ + K+ + BrO¯ + K+ + ОН¯-> MnO2 + K+ + Br¯ + K+ + Cl¯ + H2O Mn2+ + BrO¯ + ОН¯-> MnO2 + Br¯ + H2O Mn2+ + 4ОН¯ - 2ē ->MnO2 +2H2O 1 (окисление) BrO¯ + 2H2O+2ē -> Br¯ + 2ОН¯ 1 (восстановление) Mn2+ + BrO¯ + 2ОН¯-> MnO2 + Br¯ + H2O

11. Реакции, протекающие в нейтральной среде В нейтральной среде добавление и связывание атомов кислорода осуществляется только молекулами воды 6KBr + 2KMnO4+ 4H2O -> 3Br2+ 8KOH + 2MnO2 K+ + Br¯ + K+ + MnO4¯ + H2O -> 2Br0 + MnO2 + K+ +ОН¯ Br¯ + MnO4¯ + H2O -> 2Br0 + MnO2 +ОН¯ MnO4¯ + 2H2O+3ē -> MnO2 +4ОН¯ 2 (восстановление) 2Br¯ - 2ē -> 2Br03 (окисление) 2MnO4¯ + 4H2O + 6Br¯ -> 2MnO2 +8ОН¯ + 6Br0

12. список используемой литературы: 1. О.С. Габриелян. Настольная книга учителя. Химия.11 класс: часть I. М:«Дрофа», 2003. 2. Лидин Р.А. Справочник школьника. М: «АСТ-ПРЕСС», 2001. 3. Г.М. Крючкрва. Неорганическая химия. М: «Медицина» 1972. 4. Большая энциклопедия Кирилла и Мефодия www.KM.ru