Окислительно восстановительные реакции 9. Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы. Окислительно-восстановительные реакции

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Учебник: Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО “Московские учебники”, 2009. – 191 с

Цель: сформировать представление учащихся о окислительно-восстановительных процессах, их механизме

Ожидаемые результаты

Предметные:

В ходе работы учащиеся

приобретут

способность анализировать и объективно оценивать жизненные ситуации, связанные с химией, навыками безопасного обращения с веществами, используемыми в повседневной жизни; умением анализировать и планировать экологически безопасное поведение в целях сохранения здоровья и окружающей среды
умение устанавливать связи между реально наблюдаемыми химическими явлениями и процессами, объяснять причины многообразия веществ, зависимость свойств веществ от их строения;

овладеют научным подходом к составлению уравнению окислительно-восстановительных реакций

Метапредметные

В ходе работы учащиеся смогут

определять понятия, создавать обобщения, устанавливать аналогии, классифицировать, самостоятельно выбирать основания и критерии для классификации, устанавливать причинно-следственные связи, строить логическое рассуждение, умозаключение (индуктивное, дедуктивное и по аналогии) и делать выводы;
создавать, применять и преобразовывать знаки и символы, модели и схемы для решения учебных и познавательных задач;
применять экологическое мышление в познавательной, коммуникативной, социальной практике и профессиональной ориентации

Личностные

В ходе работы учащиеся приобретут

основы экологической культуры соответствующей современному уровню экологического мышления, опыт экологически ориентированной рефлексивно-оценочной и практической деятельности в жизненных ситуациях;

2.1. Химическая реакция. Условия и признакипротекания химических реакций. Химическиеуравнения.

2.2. Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов

2.6. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.

Умения и виды деятельности, проверяемые КИМ ГИА

Знать/понимать

химическую символику: формулы химических веществ, уравнения химических реакций
важнейшие химические понятия:, степень окисления, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, основные типы реакций в неорганической химии

1.2.1. характерные признаки важнейших химических понятий

1.2.2. о существовании взаимосвязи между важнейшими химическими понятиями

Составлять

2.5.3. уравнения химических реакций.

Форма проведения: урок с использованием ИКТ, включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся.

Продолжительность учебного занятия: 45 минут.

Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве

Ход урока

I. Проблематизация, актуализация, мотивация – 10 мин.

Фронтальная беседа

Что такое атомы и ионы.
Чем они отличаются?
Что такое электроны?
Что такое степень окисления?
Как рассчитывается степень окисления?

На доске учащимся предлагается расставить степени окисления в следующих веществах:

Сl 2 O 7 , SO 3 , H 3 PO 4 , P 2 O 5 , Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Cl 2 , HClO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , Cr 2 (SO 4) 3 , Al(NO 3) 3, CaSO 4 ,

NaMnO 4 , MnCl 2 , HNO 3 , N 2 , N 2 O, HNO 2 , H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2

II. Изучение нового материала. Объяснение учителя. 15 мин.

Основные понятия (слайд 2):

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяются степени окисления двух элементов, один из которых является восстановителем, а другой – окислителем

Восстановитель – это тот элемент, который в процессе реакции отдает электроны, и сам при этом окисляется

Окислитель – это тот элемент, который в процессе реакции принимает электроны, и сам при этом восстанавливается

Правила составления окислительно-восстановительных уравнений (слайд 3)

1. Запишем уравнение реакции (слайд 4).

CuS+HNO 3 ->Cu(NO 3) 2 + S + NO+H 2 O

2. Расставим степени окисления всех элементов

Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2

3. Выделим элементы, которые поменяли степени окисления

Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2

Видим, что в результате реакции поменяли степени окисления два элемента –

сера (S) поменяла полностью (от – 2 до 0 )
aзот (N) поменял частично (от +5 до +2 поменял), часть осталась +5

4. Выпишем те элементы, которые поменяли степени окисления и покажем переход электронов (слайд 5.)

CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + S 0 + N +2 O+H 2 O

S -2 - 2e S 0

5. Составим электронный баланс, найдем коэффициенты

6. Подставим в уравнение коэффициенты, найденные в балансе (коэффициенты ставятся у веществ, элементы в которых поменяли степень окисления) (слайд 6).

CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + 3 S 0 + 2 N +2 O+H 2 O

7. Доставим недостающие коэффициенты методом уравнивания

3CuS -2 +8HN +5 O 3 -> 3Cu(N +5 O 3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O+4H 2 O

8. По кислороду проверим правильность составления уравнения (слайд 7).

До реакции кислорода 24 атома = После реакции кислорода 24 атома

9. Выдели окислитель и восстановитель и процессы – окисления и восстановления

S -2 (в CuS) является восстановителем, т.к. отдает электроны

N +5 (в HNO 3) является окислителем, т.к. отдает электроны

III. Закрепление изученного материала (25 мин)

Учащимся предлагается выполнить задание в парах.

Задание 1. 10 мин. (слайд 8)

Учащимся предлагается составить уравнение реакции в соответствии с алгоритмом.

Mg+H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 S + H 2 O

Проверка задания

4Mg 0 +5H 2 +1 S +6 O 4 -2 -> 4Mg +2 S +6 O 4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2

Переход е –	Число электронов	НОК	Коэффициенты
	2		4
			1

Задание 2. 15 мин. (слайды 9, 10)

Учащимся предлагается выполнить тест (в парах). Задания теста проверяются и разбираются на доске.

Вопрос № 1

Какое уравнение соответствует окислительно-восстановительной реакции?

CaCO 3 = CaO + CO 2
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

Вопрос № 2

В уравнении реакции 2Al + 3Br 2 =2AlBr 3 коэффициент перед формулой восстановителя равен

Вопрос № 3

В уравнении реакции 5Сa + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O окислителем является

Ca(NO 3) 2
HNO 3
H 2 O

Вопрос № 4

Какая из предложенных схем будет соответствовать восстановителю

S 0 > S -2
S +4 -> S +6
S -2 > S -2
S +6 -> S +4

Вопрос № 5

В уравнении реакции 2SO 2 + O 2 -> 2 SO 3 сера

окисляется
восстанавливается
ни окисляется, ни восстанавливается
и окисляется, и восстанавливается

Вопрос № 6

Какой элемент является восстановителем в уравнении реакции

2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2

калий
кислород
водород

Вопрос № 7

Схема Br -1 -> Br +5 соответствует элементу

окислителю
восстановителю
и окислителю, и восстановителю

Вопрос № 8

Соляная кислота является восстановителем в реакции

PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
PbО + 2HCl = PbCl 2 + H 2 О
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl+ CO 2 + H 2 O

Ответы на вопросы теста .

номер вопроса 1 2 3 4 5 6 7 8
ответ 3 1 3 2 1 3 2 1

Домашнее задание: параграф 5 упр. 6,7,8 стр. 22 (учебник).

Реакции, в ходе которых элементы, входящие в состав реагирующих веществ, изменяют степень окисления, называются окислительно – восстановительными (ОВР).

Степень окисления. Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в предположении, что все связи в молекуле или ионе предельно поляризованы. Степень окисления элемента в составе молекулы вещества или иона определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений (правил):

1. Степень окисления элементов в простых веществах, в металлах в элементном состоянии, в соединениях с неполярными связями равны нулю. Примерами таких соединений являютсяN 2 0 , Н 2 0 , Сl 2 0 ,I 2 0 , Мg 0 ,Fe 0 и т.д.

2. В сложных веществах отрицательную степень окисления имеют элементы с большей электроотрицательностью.

Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

О -2 ClО -2 Н + Элемент ЭО

В некоторых случаях степень окисления элемента численно совпадает с валентностью (В) элемента в данном соединении, как, например, в НClО 4 .

Приведенные ниже примеры показывают, что степень окисления и валентность элемента могут численно различаться:

N ≡ N В (N)=3; с.о.(N)=0

Н + C -2 О -2 Н +

ЭО (C) = 2,5 В(С) = 4 с.о.(С) = -2

ЭО (О) = 3,5 В(О) = 2 с.о.(О) = -2

ЭО (Н) = 2,1 В(Н) = 1 с.о.(Н) = +1

3. Различают высшую, низшую и промежуточные степени окисления.

Высшая степень окисления – это ее наибольшее положительное значение. Высшая степень окисления, как правило, равна номеру группы (N) периодической системы, в которой элемент находится. Например, для элементов III периода она равна: Na +2 , Mg +2 , AI +3 , Si +4 , P +5 , S +6 , CI +7 . Исключение составляют фтор, кислород, гелий, неон, аргон, а также элементы подгруппы кобальта и никеля: их высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к I группе.

Низшая степень окисления определяется количеством электронов, не достающих до устойчивого состояния атома ns 2 nр 6 . Низшая степень окисления для неметаллов равна (N-8), где N – номер группы периодической системы, в которой элемент находится. Например, для неметаллов III периода она равна: Si -4 , P -3 , S -2 ,CI ˉ. Низшая степень окисления для металлов – это наименьшее ее положительное значение из возможных. Например, марганец имеет следующие степени окисления: Mn +2 , Mn +4 , Mn +6 , Mn +7 ; с.о.=+2 – это низшая степень окисления для марганца.

Все остальные встречающиеся степени окисления элемента называют промежуточными. Например, для серы степень окисления, равная +4, является промежуточной.

4. Ряд элементов проявляют в сложных соединениях постоянную степень окисления:

а) щелочные металлы – (+1);

б) металлы второй группы обеих подгрупп (за исключением Нg) – (+2); ртуть может проявлять степени окисления (+1) и (+2);

в) металлы третьей группы, главной подгруппы – (+3), за исключением Tl, который может проявлять степени окисления (+1) и (+3);

д) H + , кроме гидридов металлов (NaH, CaH 2 и т.д.), где его степень окисления равна (-1);

е) О -2 , за исключением пероксидов элементов (Н 2 О 2 , СаО 2 и т.д.), где степень окисления кислорода равна (-1), надпероксидов элементов

(КО 2 , NaO 2 и т.д.), в которых его степень окисления равна – ½, фторида

кислорода ОF 2 .

5. Большинство элементов могут проявлять разную степень окисления в соединениях. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

В качестве примера вычислим степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте Н 3 РО 4 . Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю, поэтому обозначим степень окисления фосфора через Х и, умножив известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3+Х+(-2)*4 = 0, из которого Х = +5.

Вычислим степень окисления хрома в дихромат – ионе (Cr 2 О 7) 2- .

Сумма всех степеней окисления в сложном ионе должна быть равна (-2), поэтому обозначим степень окисления хрома через Х, составим уравнение 2Х +(-2)*7 = -2, из которого Х = +6.

Понятие степени окисления для большинства соединений имеет условный характер, т.к. не отражает реальный эффективный заряд атома. В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного

1 -1 +2 -1 +3 -1

атома к другому: NaI ,MgCI 2 , AIF 3 . Для соединения с полярной ковалентной связью фактический эффективный заряд меньше степени окисления, однако это понятие весьма широко используется в химии.

Основные положения теории ОВР:

1. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями; во время реакции они окисляются, образуя продукт окисления. При этом элементы, участвующие в окислении, повышают свою степень окисления. Например:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Частицы, присоединяющие электроны, называютокислителями; во время реакции они восстанавливаются, образуя продукт восстановления. При этом элементы, участвующие в восстановлении, понижают свою степень окисления. Например:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3.Вещества, содержащие частицы восстановители или окислители, соответственно называют восстановителями или окислителями. Например, FeCI 2 является восстановителем за счет Fe 2+ , а FeCI 3 - окислителем за счет Fe 3+ .

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Таким образом ОВР представляют собой единство двух противоположенных процессов – окисления и восстановления

5. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. На последнем правиле базируются два метода составления уравнений для ОВР:

1. Метод электронного баланса.

Здесь подсчет числа присоединяемых и теряемых электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Обратимся к простейшему примеру:

Na 0 + Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - окисление

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - восстановление

2 Na + Cl 2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + Cl 2 = 2NaCl

Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).

2. Метод ионно-электронный (метод полуреакций).

Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.

Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:

1. Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2. Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.

3. Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.

4. Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

5. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:

а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;

б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н 2 О, ионы Н + или ОН – в зависимости от характера среды:

в) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).

6. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и полученных электронов.

7. Найти основные коэффициенты при каждой полуреакции. Для этого полученное в п.6 число (НОК) разделить на число электронов, фигурирующих в данной полуреакции.

8. Умножить полуреакции на полученные основные коэффициенты, сложить их между собой: левую часть с левой, правую – с правой (получить ионно-молекулярное уравнение реакции). При необходимости “привести подобные” ионы с учетом взаимодействия между ионами водорода и гидроксид-ионами: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

10. Провести проверку по частицам, не участвующим в ОВР, исключенным из полной ионно-молекулярной схемы (п.3). При необходимости коэффициенты для них находят подбором.

11. Провести окончательную проверку по кислороду.

1. Кислая среда.

Молекулярная схема реакции:

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

Полная ионно-молекулярная схема реакции:

K + +MnO+ Na + +NO+2H + + SO Mn 2+ + SO+ Na + + NO+ H 2 O + 2K + +SO.

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

MnO+NO+2H +  Mn 2+ + NO+ H 2 O

ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия

В ходе реакции степень окисления Mn понижается от +7 до +2 (марганец восстанавливается), следовательно, MnО– окислитель;Mn 2+ - продукт восстановления. Степень окисления азота повышается от +3 до +5 (азот окисляется), следовательно, NO– восстановитель, NO – продукт окисления.

Уравнения полуреакций:

2MnO + 8 H + + 5e - Mn 2+ + 4 H 2 O - процесс восстановления

10 +7 +(-5) = +2

5 NO + H 2 O – 2e - NO + 2 H + - процесс окисления

2MnO+ 16H + + 5NO+ 5H 2 O = 2Mn 2+ +8H 2 O + 5NO + 1OH + (полное ионно-молекулярное уравнение).

В суммарном уравнении исключаем число одинаковых частиц, находящихся как в левой, так и в правой частях равенства (приводим подобные). В данном случае это ионы Н + и Н 2 О.

Краткое ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид

2MnO + 6H + + 5NO  2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO.

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO 4 + 5 NaNO 2 + 3 H 2 SO 4 = 2MnSO 4 +5NaNO 3 + 3H 2 O + K 2 SO 4 .

Проверим баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO(3 = 3). Баланс по кислороду: 30 = 30.

2. Нейтральная среда.

Молекулярная схема реакции:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH

Ионно-молекулярная схема реакции:

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

Краткая ионно-молекулярная схема:

MnO+ NO+ H 2 O  MnO 2 + NO+ OH -

ок-ль в-ль продукт в-ния продукт ок-ия

Уравнения полуреакций:

2MnO+ 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH-процесс восстановления

6 -1 +(-3) = -4

3 NO+H 2 O– 2eˉ NO+ 2H + - процесс окисления

На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.

До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:

Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:

Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .

Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления

Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.

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

2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:

С -8е =С - процесс окисления

О +2е = О - процесс восстановления

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:

С -8е =С - восстановитель, окисляется

О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается

Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.

Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .

Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых взаимодействующие химические элементы изменяют свои степени окисления путем передачи своих, или наоборот присоединения чужих электронов. Рассмотрению теоретических основ и решению практических задач в области окислительно-восстановительных реакций отведено значительное место в курсе общей химии средней школы. Для учеников очень важно овладеть навыками решения окислительно-восстановительных реакций.

Как решать окислительно-восстановительные реакции
Решение уравнений окислительно-восстановительных реакций зависит от исходных данных и поставленной задачи. Чаще всего задачи сводятся к определению формулы продуктов реакции на основе степеней окисления участвующих в ней элементов и уравниванию обоих частей уравнения на основе коэффициентов, подобранных на основе метода электронного баланса.

Решение данного типа уравнений невозможно без четкого понимания основных терминов и определений. Мы рассказывали о них в статьях как определить окислитель и восстановитель и как найти степень окисления элемента.
Если по условиям задача химическая формула продукта реакции вам неизвестна, то определите ее сами, учитывая степени окисления вступающих во взаимодействие элементов. Рассмотрим это на примере окисления железа.
Fe + O 2 → FeO
Железо, вступая во взаимодействие с молекулами кислорода, образует химическое соединение под названием оксид. Проставим степени окисления для участвующих в реакции химических элементов и этим же элементам, но уже входящим в состав продукта реакции.
Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2
Из схемы реакции видно, что данная реакция является окислительно-восстановительной, так как степень окисления изменилась у обоих участвующих в ней веществ: и у железа, и у кислорода.
Железо приобретает заряд +3, следовательно оно отдает три электрона и является восстановителем для кислорода, который приобретает заряд -2, а следовательно принимает два электрона.
Fe 0 - 3e → Fe +3
O 2 0 + 4e → O -2
Чтобы химическая формула оксида железа приобрела правильный вид необходимо правильно расставить индексы для данного продукта реакции. Выполняется это через нахождение наименьшего общего кратного. Находим, что между 3 и 2 наименьшее общее кратное равно 6. Индексы определяем следующим образом: делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и записываем в формулу. В результате получаем правильную формулу оксида железа.
Fe + O 2 → Fe 2 O 3
Теперь схему необходимо проверить по методу электронного баланса и при необходимости уравнять ее левую и правую части. Как видно из п.5 железо отдает три электрона, а молекула кислорода принимает четыре электрона. Очевидно, что схема реакции нуждается в уравнивании с помощью коэффициентов.
Подбор коэффициентов также выполняют через определение наименьшего общего кратного для полученных и переданных электронов.
Fe 0 - 3e → Fe +3 | НОК=12 | 4
O 2 0 + 4e → O -2 | НОК=12 | 3

В нашем примере общее кратное (НОК) между участвующими в реакции электронами будет равно 12. Получим коэффициенты, разделив НОК на количество электронов и перенесем их в уравнение.
4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3
Для полного соблюдения электронного баланса остается установить коэффициент 2 в правой части.
4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3
Проверим выполнение условия электронного баланса.
4∙Fe 0 - 4∙3e → 2∙Fe 2 +3
3∙O 2 0 + 3∙4e → 2∙O 3 -2

Количество отданных железом электронов уравнялось с количеством принятых кислородом и составило 12. Следовательно, электронный баланс достигнут подбором коэффициентов.

Пусть вас не смущает простата рассмотренного примера. Главное уяснить принцип решения окислительно-восстановительных реакций и вы сможете решать более трудные задачи. Главное соблюдать следующий алгоритм.

Запишите схему уравнения и проставьте степени окисления элементов.
Определите точную химическую формулу продукта реакции на основе степеней окисления, входящих в ее состав элементов.
Подберите индексы к элементам формулы готового вещества.
Определите какие элементы изменили степени окисления, кто из них выступил окислителем, а кто восстановителем.
Выпишите элементы, изменившие свои степени окисления и определите сколько электронов отдал или получил каждый из них.
Определите коэффициенты, которую нужно установить, чтобы выполнялось условие электронного баланса.
Запишите уравнение реакции в конечном виде с расставленными коэффициентами.

Наибольшей сложностью в решении окислительно-восстановительных реакций может стать определение формулы продукта или продуктов взаимодействия. Даже опытные химики в некоторых случаях не могут предсказать как будут взаимодействовать вещества без лабораторных опытов. Поэтому, в школьном курсе химии для элементов, вступающих в сложные взаимодействия, чаще всего уже даются точные формулы готового продукта и все, что требуется для решения – это уравнять реакцию.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).

Стадии ОВР

Окисление - отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.

Восстановление - присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.

ОВР - сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.

Правила ОВР

Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.

Кислая среда

В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.

Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.

Сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота - среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления - окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.

Примечание: +4 - промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).

Сера из степени окисления +4 переходит в +6 - сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) - перманганат ион восстанавливается до Mn 2+ .

2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.

Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения - 8 протонов.

Семь минус два - плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два - плюс пять электронов. Все уравнено.

Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.

Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

Сокращаем протоноы и воду.

Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

Щелочная среда

В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH - группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.

Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны - воду .

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

Определяем степень окисления:

Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl 2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):

Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа - 3 воды.

Итоговое уравнение реакции:

Нейтральная среда

В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH - групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H + .

Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода - среда протекания реакции.

Сера из степени окисления +7 переходит в +6 - персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 - бромид ион окисляется до брома.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2

Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем -2

3. Суммарное уравнение электронного баланса.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K 2 SO 4 . Вода оказалась не нужна - заключаем в квадратные скобки.

Классификация ОВР

Окислитель и восстановитель - разные вещества
Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация) . Элемент в промежуточной степени окисления.
Окислитель или восстановитель - среда для прохождения процесса
Внутримолекулярное окисление-восстановление . В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.
Твердофазные, высокотемпературные реакции.

Количесвеннная характеристика ОВР

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E 0 - электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об .

Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:

Например:

Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные - в щелочной.

Окислительно восстановительные реакции 9. Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы. Окислительно-восстановительные реакции – видео