Как понять что реакция овр. Окислительно-восстановительные реакции

Что ответить человеку, которого интересует, как решать окислительно-восстановительные реакции? Они нерешаемы. Впрочем, как и любые другие. Химики вообще не решают ни реакции, ни их уравнения. Для окислительно-восстановительной реакции (ОВР) можно составить уравнение и расставить в нём коэффициенты. Рассмотрим, как это сделать.

Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительной называют такую реакцию, в ходе которой изменяются степени окисления реагирующих веществ. Это происходит потому, что одна из частиц отдаёт свои электроны (её называют восстановителем), а другая – принимает их (окислитель).

Восстановитель, теряя электроны, окисляется, то есть повышает значение степени окисления. Например, запись: означает, что цинк отдал 2 электрона, то есть окислился. Он восстановитель. Степень окисления его, как видно из приведённого примера, повысилась. – здесь сера принимает электроны, то есть восстанавливается. Она окислитель. Степень окисления ее понизилась.

У кого-то может возникнуть вопрос, почему при добавлении электронов степень окисления понижается, а при их потере, напротив, повышается? Всё логично. Элеrтрон – частица с зарядом -1, поэтому с математической точки зрения запись следует читать так: 0 – (-1) = +1, где (-1) – и есть электрон. Тогда означает: 0 + (-2) = -2, где (-2) – это и есть те два электрона, которые принял атом серы.

Теперь рассмотрим реакцию, в которой происходят оба процесса:

Натрий взаимодействует с серой с образованием сульфида натрия. Атомы натрия окисляются, отдавая по одному электрону, серы – восстанавливаются, присоединяя по два. Однако такое может быть только на бумаге. На самом же деле, окислитель должен присоединить к себе ровно столько электронов, сколько их отдал восстановитель. В природе соблюдается баланс во всем, в том числе и в окислительно-восстановительных процессах. Покажем электронный баланс для данной реакции:

Общее кратное между количеством отданных и принятых электронов равно 2. Разделив его на число электронов, которые отдает натрий (2:1=1) и сера (2:2=1) получим коэффициенты в данном уравнении. То есть в правой и в левой частях уравнения атомов серы должно быть по одному (величина, которая получилась в результате деления общего кратного на число принятых серой электронов), а атомов натрия – по два. В записанной схеме же слева пока только один атом натрия. Удвоим его, поставив коэффициент 2 перед формулой натрия. В правой части атомов натрия уже содержится 2 (Na2S).

Мы составили уравнение простейшей окислительно-восстановительной реакции и расставили в нем коэффициенты методом электронного баланса.

Рассмотрим, как “решать” оислительно-восстановительные реакции посложнее. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тем же натрием образуются сероводород, сульфат натрия и вода. Запишем схему:

Определим степени окисления атомов всех элементов:

Изменили ст.о. только натрий и сера. Запишем полуреакции окисления и восстановления:

Найдём наименьшее общее кратное между 1 (столько электронов отдал натрий) и 8 (количество принятых серой отрицательных зарядов), разделим его на 1, затем на 8. Результаты – это и есть количество атомов Na и S как справа, так и слева.

Запишем их в уравнение:

Перед формулой серной кислоты коэффициенты из баланса пока не ставим. Считаем другие металлы, если они есть, затем – кислотные остатки, потом Н, и в самую последнюю очередь проверку делаем по кислороду.

В данном уравнении атомов натрия справа и слева должно быть по 8. Остатки серной кислоты используются два раза. Из них 4 становятся солеобразователями (входят в состав Na2SO4)и один превращается в H2S,то есть всего должно быть израсходовано 5 атомов серы. Ставим 5 перед формулой серной кислоты.

Проверяем H: атомов H в левой части 5×2=10, в правой – только 4, значит перед водой ставим коэффициент 4 (перед сероводородом его ставить нельзя, так как из баланса следует, что молекул H2S должно быть по 1 справа и слева. Проверку делаем по кислороду. Слева 20 атомов О, справа их 4×4 из серной кислоты и еще 4 из воды. Все сходится, значит действия выполнены правильно.

Это один вид действий, которые мог иметь в виду тот, кто спрашивал, как решать окислительно-восстановительные реакции. Если же под этим вопросом подразумевалось “закончите уравнение ОВР” или ” допишите продукты реакции “, то для выполнения такого задания мало уметь составлять электронный баланс. В некоторых случаях нужно знать, каковы продукты окисления/восстановления, как на них влияет кислотность среды и различные факторы, о которых пойдет речь в других статьях.

Окислительно-восстановительные реакции – видео

Все многообразие химических реакций можно свести к двум типам. Если в результате реакции степени окисления элементов не изменяются, то такие реакции называют обменными , в противном случае – окислительно-восстановительными реакциями.

Протекание химических реакций обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Например, в реакции нейтрализации происходит обмен между катионами и анионами кислоты и основания, в результате образуется слабый электролит – вода:

Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частица к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Процесс потери электронов частицей называют окислением , а процесс приобретения электронов – восстановлением . Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями .

Передача электронов может быть и неполной. Например, в реакции

вместо малополярных связей С-Н появляются сильнополярные связи Н-Сl. Для удобства написания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведении в реакциях.

Степень окисления – величина, численно равная формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения.

Используя понятие степени окисления, можно дать более общее определение процессов окисления и восстановления. Окислительно-восстановительными называют химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем ; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем .

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

· степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

· алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

· алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

· отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

· максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Степень окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степень окисления, а затем ее численное значение, например .

Ряд элементов в соединениях проявляет постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов с максимальной (положительной) степенью окисления, например, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы с минимальной степенью окисления, например, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей.

Вещества, содержащие элементы с промежуточными степенями окисления, например, обладают окислительно-восстановительной двойственностью . В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать (при взаимодействии с более сильными восстановителями), и отдавать (при взаимодействии с более сильными окислителями) электроны.

Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу.

Чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие переходят окислитель и восстановитель. Рассмотрим краткие характеристики наиболее часто употребляющихся окислителей и восстановителей.

Важнейшие окислители. Среди простых веществ окислительные свойства характеры для типичных неметаллов: фтора F 2 , хлора Cl 2 , брома Br 2 , йода I 2 , кислорода О 2 .

Галогены , восстанавливаясь, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F 2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

Кислород , восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2:

К наиболее важным окислителям среди кислородосодержащих кислот и их солей относятся азотная кислота HNO 3 и ее соли, концентрированная серная кислота Н 2 SO 4 , кислородосодержащие кислоты галогенов ННаlO x и их соли, перманганат калия КМnО 4 и дихромат калия К 2 Сr 2 O 7 .

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя, определяемой его окислительно-восстановительным потенциалом:

Рис.1. Глубина восстановления азота в зависимости от концентрации кислоты.

Например, окисление цинка (активный металл) азотной кислотой сопровождается образованием различных продуктов восстановления, ни про концентрации HNO 3 примерно 2 % (масс.) преимущественно образуется NH 4 NO 3:

при концентрации HNO 3 приблизительно 5 % (масс.) – N 2 O:

при концентрации HNO 3 около 30 % (масс.) – NO:

а при концентрации HNO 3 примерно 60 % (масс.) преимущественно образуется – NO 2:

Окислительная активность азотной кислоты усиливается с ростом концентрации, поэтому концентрированная HNO 3 окисляет не только активные, но и мало активные металлы, такие как медь и серебро, образуя преимущественно оксид азота (IV):

а также и неметаллы, такие как сера и фосфор, окисляя их до кислот, соответствующих высшим степеням окисления:

Соли азотной кислоты (нитраты ) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Царская водка – смесь концентрированной и азотной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы, как золото и платина:

Протекание этой реакции обусловлено тем, что царская водка выделяет нитрозилхлорид NOCl и свободный хлор Cl 2:

под действием которых металлы переходят в хлориды.

Серная кислота проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

Рис.2. Восстановительная активность серы в зависимости от

концентрации кислоты.

Так, взаимодействие концентрированной Н 2 SO 4 с малоактивными металлами, некоторыми неметаллами и их соединениями приводит к образованию оксида серы (IV):

Активные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до серы или сероводорода:

при этом одновременно образуются Н 2 S, S и SO 2 в различных соотношениях. Однако и в этом случае основным продуктом восстановления Н 2 SO 4 является SO 2 , так как выделяющиеся S и Н 2 S могут окисляться концентрированной серной кислотой:

и их соли (см. табл. П.1.1) часто используют как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продукты восстановления этих соединений – хлориды и бромиды (степень окисления -1), а также йод (степень окисления 0);

Однако и в этом случае состав продуктов восстановления зависит от условий протекания реакции, концентрации окислителя и активности восстановителя:

Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(O) 2 , в щелочной – до манганат-иона

кислотная среда

нейтральная среда

щелочная среда

Дихромат калия , в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде

В щелочной среде равновесие между хромат- и дихромат-ионами

смещено в сторону образования , поэтому в щелочной среде окислителем является хромат калия К 2 СrO 4:

однако К 2 СrO 4 более слабый окислитель по сравнения с К 2 Сr 2 O 7 .

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н + и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н + выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением НNO 3)

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие как Fe 3+ , Сu 2+ , Нg 2+ , восстанавливаясь, превращаясь в ионы более низкой степени окисления

или выделяются из растворов их солей в виде металлов

Важнейшие восстановители . К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и другие, а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний).

Металлы в кислотной среде окисляются до положительно заряженных ионов:

В щелочной среде окисляются металлы, проявляющие амфотерные свойства; при этом образуются отрицательно заряженные анионы или гидроксокомпаненты:

Неметаллы , окисляясь, образуют оксиды или соответствующие кислоты:

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, например Cl - , Вr - , I - , S 2- , Н - и катионы металлов в высшей степени окисления.

В ряду галогенид-ионов , которые, окисляясь, обычно образуют галогены:

восстановительные свойства усиливаются от Cl - к I - .

Гидриды металлов проявляют восстановительные свойства за счет окисления связанного с водородом (степень окисления -1) до свободного водорода:

Катионами металлов в низшей степени окисления, таким как Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg 2 2+ и другим, при взаимодействии с окислителями свойственно повышение степени окисления:

Окислительно-восстановительная двойственность. Среди простых веществОкислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA,VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Часто используемые как окислители галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные свойства увеличиваются от Cl 2 к I 2:

Рис.3. Окислительно-восстановительная способность галогенов.

Эту особенность иллюстрирует реакция окисление йода хлором в водном растворе:

В состав кислородосодержащих соединений, проявляющих двойственность поведения в окислительно-восстановительных реакциях, также входят элементы в промежуточной степени окисления. Кислородосодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями

так и восстановителями

Пероксид водорода , содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, так как степень окисления кислорода может понижаться до -2:

Последнюю реакцию используют при реставрации картин старых мастеров, краски которых, содержащие свинцовые белила, чернеют из-за взаимодействия с сероводородом воздуха.

При взаимодействии с сильными окислителями степень окисления кислорода, входящего в состав пероксида водорода, повышается до 0, Н 2 О 2 проявляет свойства восстановителя:

Азотистая кислота и нитриты , в состав которых входит азот в степени окисления +3, а также могут выступать как в роли окислителей

так и в роли восстановителей

Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Если окислитель и восстановитель разные вещества, то такие реакции относятся к межмолекулярным . Примерами служат все рассмотренные реакции ранее.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными :

3. Реакции диспропорционирования (дисмутации или, согласно устаревшей терминологии, самоокисления - самовосстановления) могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается, и понижается:

4. Реакции контрпропорционирования (конмутации ) – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления. В результате продуктом окисления и восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония

Составление уравнений.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, основываясь на принципах равенства числа одних и тех же атомов до и после реакции, а также учитывая равенство числа электронов, отдаваемых восстановителем, и числа электронов, принимаемых окислителем, т.е. электронейтральность молекул. Реакцию представляют в виде системы двух полуреакций – окисления и восстановления, суммирование которых с учетом указанных принципов приводит к составлению общего уравнения процесса.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно-ионных полуреакций и метод электронного баланса.

Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакции, протекающих в водном растворе, а также реакции с участием веществ, степень окисления элементов которых трудно определить (например, KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Согласно этому методу, выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций.

а) записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например

б) учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов среды (Н + , ОН -):

в) определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

е) добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления – восстановления, уравнивают их количество слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции

Наибольшие трудности возникают при составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя. Следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н + ; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН - и образуется одна молекула воды (табл.1.1).

Для связывания одного атома кислорода окислителя в кислотной среде в процессе восстановления расходуются два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н 2 О образуются два иона ОН - (табл.1, 2).

Таблица 1

Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления

Таблица 2

Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления

Достоинства метода электронно-ионных полуреакций заключается в том, что при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций учитываются реальные состояния частиц в растворе и роль среды в протекании процессов, нет необходимости использования формального понятия степени окисления.

Метод электронного баланса , основанный на учете изменения степени окисления и принципе электронейтральности молекулы, является универсальным. Его обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах.

Последовательность операций, согласно методу, такая:

1) записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде:

2) определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции:

3) по изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

4) множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:

5) подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции:

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) может расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, то есть выступать в роли среды и солеобразователя.

Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте, составленная методом электронно-ионных полуреакций:

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия, составленная методом электронного баланса:

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций используют основные стехиометрические законы химии и, в частности, закон эквивалентов. Для определения направления и полноты протекания окислительно-восстановительных процессов используют значения термодинамических параметров данных систем, а при протекании реакций в водных растворах – значения соответствующих электродных потенциалов.

В ходе урока мы изучим тему «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнаете определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомните, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Научитесь составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомитесь с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными . Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. - это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель - это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О 0 2 +4е - → 2О -2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением . Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель - это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S 0 -4е - →S +4 (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется . Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Рис. 1

На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

KMnO 4 + HCI = KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

Mn +7 +5е - = Mn +2 окислитель, процесс восстановление

2 CI - -2е - = CI 0 2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn +7 +5е - = Mn +2 2

2 CI - -2е - = CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H 2 O

Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в . А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N +5 +е - = N +4 окислитель, процесс восстановление

Cu 0 -2е - = Cu +2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

N +5 +е - = N +4 2

Cu 0 -2е - = Cu +2 1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Cu + ?HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота - только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Тип урока. Приобретение новых знаний.

Задачи урока. Обучающие. Познакомить учащихся с новой классификацией химических реакций по признаку изменения степеней окисления элементов – с окислительно-восстановительными реакциями (ОВР); научить учащихся расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Развивающие. Продолжить развитие логического мышления, умений анализировать и сравнивать, формирование интереса к предмету.

Воспитательные. Формировать научное мировоззрение учащихся; совершенствовать трудовые навыки.

Методы и методические приемы. Рассказ, беседа, демонстрация средств наглядности, самостоятельная работа учащихся.

Оборудование и реактивы. Репродукция с изображением Колосса Родосского, алгоритм расстановки коэффициентов по методу электронного баланса, таблица типичных окислителей и восстановителей, кроссворд; Fе (гвоздь), растворы NаОН, СuSО 4 .

ХОД УРОКА

Вводная часть

(мотивация и целеполагание)

Учитель. В III в. до н.э. на острове Родос был построен памятник в виде огромной статуи Гелиоса (у греков – бог Солнца). Грандиозный замысел и совершенство исполнения Колосса Родосского – одного из чудес света – поражали всех, кто его видел.

Мы не знаем точно, как выглядела статуя, но известно, что она была сделана из бронзы и достигала в высоту около 33 м. Статуя была создана скульптором Харетом, на ее строительство ушло 12 лет.

Бронзовая оболочка крепилась к железному каркасу. Полую статую начали строить снизу и, по мере того как она росла, заполняли камнями, чтобы сделать ее устойчивее. Примерно через 50 лет после завершения строительства Колосс рухнул. Во время землетрясения он переломился на уровне колен.

Ученые считают, что истинной причиной недолговечности этого чуда стала коррозия металла. А в основе процесса коррозии лежат окислительно-восстановительные реакции.

Сегодня на уроке вы познакомитесь с окислительно-восстановительными реакциями; узнаете о понятиях «восстановитель» и «окислитель», о процессах восстановления и окисления; научитесь расставлять коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Запишите в своих рабочих тетрадях число, тему урока.

Изучение нового материала

Учитель проделывает два демонстрационных опыта: взаимодействие сульфата меди(II) со щелочью и взаимодействие этой же соли с железом.

Учитель. Запишите молекулярные уравнения проделанных реакций. В каждом уравнении расставьте степени окисления элементов в формулах исходных веществ и продуктов реакции.

Ученик записывает на доске уравнения реакций и расставляет степени окисления:

Учитель. Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

Ученик. В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Учитель. Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным. Попробуйте дать определение окислительно-восстановительных реакций.

Ученик. Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Учащиеся записывают в тетради под диктовку учителя определение окислительно-восстановительных реакций.

Учитель. Что же произошло в результате окислительно-восстановительной реакции? До реакции у железа была степень окисления 0, после реакции стала +2. Как видим, степень окисления повысилась, следовательно, железо отдает 2 электрона.

У меди до реакции степень окисления +2, после реакции – 0. Как видим, степень окисления понизилась. Следовательно, медь принимает 2 электрона.

Железо отдает электроны, оно является восстановителем, а процесс передачи электронов называется окислением.

Медь принимает электроны, она – окислитель, а процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Запишем схемы этих процессов:

Итак, дайте определение понятий «восстановитель» и «окислитель».

Ученик. Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называют восстановителями.

Атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны, называют окислителями.

Учитель. Какое определение можно дать процессам восстановления и окисления?

Ученик. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Окислением называют процесс передачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Учащиеся записывают под диктовку определения в тетрадь и выполняют рисунок.

Запомните!

Отдать электроны – окислиться.

Взять электроны – восстановиться.

Учитель. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют два метода – электронного баланса и электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Мы рассмотрим только метод электронного баланса. Для этого используем алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса (оформлен на листе ватмана).

П р и м е р. Расставьте коэффициенты в данной схеме реакции методом электронного баланса, определите окислитель и восстановитель, укажите процессы окисления и восстановления:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 .

Воспользуемся алгоритмом расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

3. Выпишем элементы, изменяющие степени окисления:

4. Составим электронные уравнения, определяя число отданных и принятых электронов:

5. Число отданных и принятых электронов должно быть одинаково, т.к. не заряжены ни исходные вещества, ни продукты реакции. Уравниваем число отданных и принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное (НОК) и дополнительные множители:

6. Полученные множители являются коэффициентами. Перенесем коэффициенты в схему реакции:

Fе 2 О 3 + 3СО = 2Fе + 3СО 2 .

Вещества, являющиеся окислителями или восстановителями во многих реакциях, называются типичными.

Вывешивается таблица, выполненная на листе ватмана.

Учитель. Окислительно-восстановительные реакции очень распространены. С ними связаны не только процессы коррозии, но и брожение, гниение, фотосинтез, процессы обмена веществ, протекающие в живом организме. Их можно наблюдать при сгорании топлива. Окислительно-восстановительные процессы сопровождают круговороты веществ в природе.

Знаете ли вы, что в атмосфере ежедневно образуется примерно 2 млн т азотной кислоты, или
700 млн т в год, и в виде слабого раствора выпадают на землю с дождями (человек производит азотной кислоты лишь 30 млн т в год).

Что же происходит в атмосфере?

Воздух содержит 78% по объему азота, 21% кислорода и 1% других газов. Под действием грозовых разрядов, а на Земле ежесекундно вспыхивают в среднем 100 молний, происходит взаимодействие молекул азота с молекулами кислорода с образованием оксида азота(II):

Оксид азота(II) легко окисляется атмосферным кислородом в оксид азота(IV):

NO + O 2 NO 2 .

Образовавшийся оксид азота(IV) взаимодействует с атмосферной влагой в присутствии кислорода, превращаясь в азотную кислоту:

NO 2 + Н 2 О + O 2 HNO 3 .

Все эти реакции – окислительно-восстановительные.

Задание . Расставьте в приведенных схемах реакций коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Решение

1. Определим степени окисления элементов:

2. Подчеркнем символы элементов, степени окисления которых изменяются:

3. Выпишем элементы, изменившие степени окисления:

4. Cоставим электронные уравнения (определим число отданных и принятых электронов):

5. Число отданных и принятых электронов одинаково.

6. Перенесем коэффициенты из электронных схем в схему реакции:

Далее учащимся предлагается самостоятельно расставить коэффициенты методом электронного баланса, определить окислитель, восстановитель, указать процессы окисления и восстановления в других процессах, происходящих в природе.

Два других уравнения реакций (с коэффициентами) имеют вид:

Проверку правильности выполнения заданий проводят с помощью кодоскопа.

Заключительная часть

Учитель предлагает учащимся разгадать кроссворд по изученному материалу. Результат работы сдается на проверку.

Разгадав кроссворд , вы узнаете, что вещества КМnО 4 , К 2 Сr 2 O 7 , О 3 – cильные … (по вертикали (2)).

По горизонтали:

1. Какой процесс отражает схема:

3. Реакция

N 2 (г.) + 3Н 2 (г.) 2NН 3 (г.) + Q

является окислительно-восстановительной, обратимой, гомогенной, … .

4. … углерода(II) – типичный восстановитель.

5. Какой процесс отражает схема:

6. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного … .

7. Согласно схеме алюминий отдал … электрона.

8. В реакции:

Н 2 + Сl 2 = 2НCl

водород Н 2 – … .

9. Реакции какого типа всегда только окислительно-восстановительные?

10. Степень окисления у простых веществ – … .

11. В реакции:

восстановитель – … .

Задание на дом. По учебнику О.С.Габриеляна «Химия-8» § 43, с. 178–179, упр. 1, 7 письменно.

З а д а ч а (на дом). Конструкторы первых космических кораблей и подводных лодок столкнулись с проблемой: как поддержать постоянный состав воздуха на судне и космических станциях? Избавиться от избытка углекислого газа и пополнить запас кислорода? Решение было найдено.

Надпероксид калия KO 2 в результате взаимодействия с углекислым газом образует кислород:

Как видите, это окислительно-восстановительная реакция. Кислород в этой реакции является и окислителем, и восстановителем.

В космической экспедиции на счету каждый грамм груза. Рассчитайте запас надпероксида калия, который необходимо взять в космический полет, если полет рассчитан на 10 дней и если экипаж состоит из двух человек. Известно, что человек за сутки выдыхает 1 кг углекислого газа.

(Ответ. 64,5 кг KO 2 .)

З а д а н и е (повышенный уровень сложности). Запишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые могли привести к разрушению Колосса Родосского. Имейте в виду, что эта гигантская статуя стояла в портовом городе на острове в Эгейском море, у берегов современной Турции, где влажный средиземноморский воздух насыщен солями. Она была сделана из бронзы (сплав меди и олова) и смонтирована на железном каркасе.

Литература

Габриелян О.С . Химия-8. М.: Дрофа, 2002;
Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В. Настольная книга учителя. 8 класс. М.: Дрофа, 2002;
Кокс Р., Моррис Н . Семь чудес света. Древний мир, средние века, наше время. М.: БММ АО, 1997;
Малая детская энциклопедия. Химия. М.: Русское энциклопедическое товарищество, 2001; Энциклопедия для детей «Аванта+». Химия. Т. 17. М.: Аванта+, 2001;
Хомченко Г.П., Севастьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции. М.: Просвещение, 1989.

Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель? и получил лучший ответ

Ответ от ули.[активный]
если после реакции (после знака равно) вещество приобретает положительный заряд значит он восстановитель
а если приобретает отрицательный заряд значит окислитель
вот например
H2 + O2 = H2O
до реакции и у водорода и у кислорода заряд нулевой
после реакции
водород приобретает заряд +1 а кислород -2 значит водород восстановитель
а кислород окислитель!!
Источник: =)) если что непонятно пиши)

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель?

Ответ от BeardMax [гуру]
Для этого надо знать, что такое степень окисления.
Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.
Далее смотреть, у каких атомов СО увеличивается в реакции, а у какого уменьшается. Первые - восстановители, вторые - окислители.
В общем химию не надо было прогуливать.

Ответ от ООО [новичек]
Восстановитель - это вещество, отдающее электроны. Н-р, Са (2+) - 2е = Са (0)
Окислитель - вещ-во, принимающее электроны.

Ответ от Маришка [новичек]
Чтобы это узнать, нужно смотреть, что является реагентами, а что добавлено в виде среды. Например, если в исходных веществах есть Mn (+4) и вода, то Mn поменяет степень окисления на (+6), если не ошибаюсь. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная).