Що відповісти людині, яку цікавить, як вирішувати окисно-відновні реакції? Вони нерозв'язні. Втім, як і будь-які інші. Хіміки взагалі вирішують ні реакції, ні їх рівняння. Для окислювально-відновної реакції (ОВР) можна скласти рівняння та розставити у ньому коефіцієнти. Розглянемо як це зробити.
Окислювач та відновник
Окисно-відновною називають таку реакцію, у ході якої змінюються ступеня окислення реагуючих речовин. Це тому, що з частинок віддає свої електрони (її називають відновником), іншу – приймає їх (окислювач).
Відновник, втрачаючи електрони, окислюється, тобто підвищує значення окислення. Наприклад, запис: 
означає, що цинк віддав 2 електрони, тобто окислився. Він є відновником. Ступінь окислення його, як видно з наведеного прикладу, підвищився. 
– тут сірка приймає електрони, тобто відновлюється. Вона окислювач. Ступінь окислення її знизився.
У кого може виникнути питання, чому при додаванні електронів ступінь окислення знижується, а при їх втраті, навпаки, підвищується? Все логічно. Елетрон – частка з зарядом -1, тому з математичної точки зору запис слід читати так: 0 – (-1) = +1, де (-1) – і є електрон. Тоді означає: 0 + (-2) = -2, де (-2) - це і є ті два електрони, які прийняв атом сірки.
Тепер розглянемо реакцію, в якій відбуваються обидва процеси:
Натрій взаємодіє із сіркою з утворенням сульфіду натрію. Атоми натрію окислюються, віддаючи по одному електрону, сірки відновлюються, приєднуючи по два. Однак таке може бути лише на папері. Насправді ж окислювач повинен приєднати до себе рівно стільки електронів, скільки їх віддав відновник. У природі дотримується баланс у всьому, у тому числі і в окисно-відновних процесах. Покажемо електронний баланс для цієї реакції:
Загальне кратне між кількістю відданих та прийнятих електронів дорівнює 2. Розділивши його на число електронів, які віддає натрій (2:1=1) та сірка (2:2=1), отримаємо коефіцієнти в даному рівнянні. Тобто в правій та в лівій частинах рівняння атомів сірки має бути по одному (величина, яка вийшла в результаті розподілу загального кратного на число прийнятих сіркою електронів), а атомів натрію – по два. У записаній схемі ж зліва поки лише один атом натрію. Подвоїмо його, поставивши коефіцієнт 2 перед формулою натрію. У правій частині атомів натрію міститься 2 (Na2S).
Ми склали рівняння найпростішої окислювально-відновної реакції та розставили у ньому коефіцієнти методом електронного балансу.
Розглянемо, як “вирішувати” основи-відновлювальні реакції складніше. Наприклад, при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з тим же натрієм утворюються сірководень, сульфат натрію та вода. Запишемо схему:
Визначимо ступеня окиснення атомів усіх елементів:
Змінили ст. тільки натрій та сірка. Запишемо напівреакції окислення та відновлення:
Знайдемо найменше загальне кратне між 1 (стільки електронів віддав натрій) і 8 (кількість прийнятих сіркою негативних зарядів), розділимо його на 1, потім на 8. Результати - це і є кількість атомів Na і S як праворуч, так і зліва.
Запишемо їх у рівняння:
Перед формулою сірчаної кислоти коефіцієнти з балансу поки що не ставимо. Вважаємо інші метали, якщо вони є, потім кислотні залишки, потім Н, і в останню чергу перевірку робимо по кисню.
У цьому рівнянні атомів натрію праворуч і ліворуч має бути по 8. Залишки сірчаної кислоти використовуються двічі. З них 4 стають солеутворювачами (входять до складу Na2SO4) і один перетворюється на H2S, тобто всього має бути витрачено 5 атомів сірки. Ставимо 5 перед формулою сірчаної кислоти.
Перевіряємо H: атомів H у лівій частині 5×2=10, у правій – лише 4, отже перед водою ставимо коефіцієнт 4 (перед сірководнем його ставити не можна, оскільки з балансу слід, що молекул H2S має бути по 1 праворуч і ліворуч. Перевірку робимо по кисню Зліва 20 атомів О, праворуч їх 4×4 із сірчаної кислоти і ще 4 з води.
Це один вид дій, які міг мати на увазі той, хто питав, як вирішувати окисно-відновлювальні реакції. Якщо ж під цим питанням малося на увазі "закінчіть рівняння ОВР" або "допишіть продукти реакції", то для виконання такого завдання мало вміти складати електронний баланс. У деяких випадках потрібно знати, які продукти окислення/відновлення, як на них впливає кислотність середовища та різні фактори, про які йтиметься в інших статтях.
Окисно-відновні реакції – відео
Все різноманіття хімічних реакцій можна звести до двох типів. Якщо в результаті реакції ступеня окислення елементів не змінюються, такі реакції називають обмінними, в іншому випадку - окисно-відновнимиреакціями.
Перебіг хімічних реакцій обумовлено обміном частинками між речовинами, що реагують. Наприклад, у реакції нейтралізації відбувається обмін між катіонами та аніонами кислоти та основи, в результаті утворюється слабкий електроліт – вода:
Часто обмін супроводжується переходом електронів від однієї частка до іншої. Так, при витісненні цинком міді у розчині сульфату міді (II)
електрони від атомів цинку переходять до іонів міді:
Процес втрати електронів часткою називають окисленням, а процес придбання електронів – відновленням. Окислення та відновлення протікають одночасно, тому взаємодії, що супроводжуються переходом електронів від одних частинок до інших, називають окисно-відновними реакціями.
Передача електронів може бути неповною. Наприклад, у реакції
замість малополярних зв'язків СН з'являються сильнополярні зв'язки Н-Сl. Для зручності написання окислювально-відновних реакцій використовують поняття ступеня окислення, що характеризує стан елемента в хімічній сполукі та її поведінці у реакціях.
Ступінь окислення– величина, чисельно рівна формальному заряду, який можна приписати елементу, виходячи з припущення, що всі електрони кожного зв'язку перейшли до більш електронегативного атома даної сполуки.
Використовуючи поняття ступеня окиснення, можна дати більш загальне визначення процесів окиснення та відновлення. Окисно-відновниминазивають хімічні реакції, які супроводжуються зміною ступенів окиснення елементів речовин, що беруть участь у реакції. При відновленні рівень окислення елемента зменшується, при окисленні – збільшується. Речовина, до складу якої входить елемент, що знижує ступінь окислення, називають окислювачем; речовина, до складу якої входить елемент, що підвищує ступінь окислення, називають відновником.
Ступінь окислення елемента у поєднанні визначають відповідно до наступних правил:
· Ступінь окислення елемента в простій речовині дорівнює нулю;
· Алгебраїчна сума всіх ступенів окислення атомів у молекулі дорівнює нулю;
· Алгебраїчна сума всіх ступенів окислення атомів у складному іоні, а також ступінь окислення елемента в простому одноатомному іоні дорівнює заряду іона;
· Негативний ступінь окислення виявляють у поєднанні атоми елемента, що має найбільшу електронегативність;
· максимально можливий (позитивний) ступінь окислення елемента відповідає номеру групи, в якій розташований елемент у Періодичній системі Д.І. Менделєєва.
Ступінь окислення атомів елементів у з'єднанні записують над символом даного елемента, вказуючи спочатку знак ступінь окислення, а потім її чисельне значення, наприклад.
Ряд елементів у сполуках виявляє постійний ступінь окиснення, що використовують при визначенні ступенів окиснення інших елементів:
Окислювально-відновлювальні властивості атомів різних елементів виявляються залежно від багатьох факторів, найважливіші з яких – електронна будова елемента, його ступінь окислення у речовині, характер властивостей інших учасників реакції. З'єднання, до складу яких входять атоми елементів з максимальним (позитивним) ступенем окислення, наприклад, можуть тільки відновлюватися, виступаючи як окислювачі. З'єднання, що містять елементи з мінімальним ступенем окиснення, наприклад, 
можуть тільки окислюватися і виступати як відновники.
Речовини, що містять елементи з проміжними ступенями окиснення, наприклад, 
мають окислювально-відновною двоїстістю. Залежно від партнера реакції такі речовини здатні і приймати (при взаємодії з сильнішими відновниками), і віддавати (при взаємодії з сильнішими окислювачами) електрони.
Склад продуктів відновлення та окислення також залежить від багатьох факторів, у тому числі середовища, в якому протікає хімічна реакція, концентрації реагентів, активності партнера з окислювально-відновного процесу.
Щоб записати рівняння окислювально-відновної реакції, необхідно знати, як змінюються ступені окислення елементів і які інші переходять окислювач і відновник. Розглянемо короткі характеристики найчастіше вживаних окислювачів і відновників.
Найважливіші окислювачі.Серед простих речовин окислювальні властивості характери для типових неметалів: фтору F 2 , хлору Cl 2 , брому Br 2 , йоду I 2 , кисню О 2 .
Галогени, відновлюючись, набувають ступінь окислення -1, причому від фтору до йоду їх окисні властивості слабшають (F 2 має обмежене застосування внаслідок високої агресивності):
Кисень, відновлюючись, набуває ступеня окислення -2:
До найважливіших окислювачів серед кисневмісних кислот та їх солей відносяться азотна кислота HNO 3 та її солі, концентрована сірчана кислота Н 2 SO 4 , кисневмісні кислоти галогенів ННаlO x та їх солі, перманганат калію КМnО 4 і дихромат калію К 2 Сr 2 .
Азотна кислотавиявляє окисні властивості за рахунок азоту в ступені окиснення +5. При цьому можливе утворення різних продуктів відновлення:
Глибина відновлення азоту залежить від концентрації кислоти, а також від активності відновника, що визначається його окисно-відновним потенціалом:
Рис.1. Глибина відновлення азоту, залежно від концентрації кислоти.
Наприклад, окислення цинку (активний метал) азотною кислотою супроводжується утворенням різних продуктів відновлення, ні для концентрації HNO 3 приблизно 2 % (мас.) переважно утворюється NH 4 NO 3:
при концентрації HNO 3 приблизно 5 % (мас.) – N 2 O:
при концентрації HNO 3 близько 30% (мас.) - NO:
а при концентрації HNO 3 приблизно 60% (мас.) переважно утворюється - NO 2:
Окислювальна активність азотної кислоти посилюється зі зростанням концентрації, тому концентрована HNO 3 окислює не тільки активні, але й малоактивні метали, такі як мідь та срібло, утворюючи переважно оксид азоту (IV):
а також і неметали, такі як сірка і фосфор, окислюючи їх до кислот, що відповідають вищим ступеням окислення:
Солі азотної кислоти ( нітрати) можуть відновлюватися в кислотній, а при взаємодії з активними металами та в лужному середовищі, а також у розплавах:
Царська горілка– суміш концентрованої та азотної кислот, змішаних у співвідношенні 1:3 за обсягом. Назва цієї суміші пов'язана з тим, що вона розчиняє навіть такі шляхетні метали, як золото та платина.
Протікання цієї реакції обумовлено тим, що царська горілка виділяє нітрозилхлорид NOCl та вільний хлор Cl 2:
під дією яких метали переходять у хлориди.
Сірчана кислотавиявляє окислювальні властивості в концентрованому розчині за рахунок сірки в ступені окислення +6:
Склад продуктів відновлення визначається головним чином активністю відновника та концентрацією кислоти:
Рис.2. Відновна активність сірки в залежності від
Концентрація кислоти.
Так, взаємодія концентрованої Н 2 SO 4 з малоактивними металами, деякими неметалами та їх сполуками призводить до утворення оксиду сірки (IV):
Активні метали відновлюють концентровану сірчану кислоту до сірки або сірководню:
при цьому одночасно утворюються Н 2 S, S і SO 2 у різних співвідношеннях. Однак і в цьому випадку основним продуктом відновлення Н 2 SO 4 є SO 2 так як виділяються S і Н 2 S можуть окислюватися концентрованою сірчаною кислотою:
та їх солі (див. табл. П.1.1) часто використовують як окислювачі, хоча багато хто з них виявляє подвійний характер. Як правило, продукти відновлення цих сполук - хлориди та броміди (ступінь окислення -1), а також йод (ступінь окислення 0);
Однак і в цьому випадку склад продуктів відновлення залежить від умов протікання реакції, концентрації окислювача та активності відновника:
Перманганат каліювиявляє окислювальні властивості за рахунок марганцю в ступені окислення +7. Залежно від середовища, в якому протікає реакція, він відновлюється до різних продуктів: у кислотному середовищі – до солей марганцю (II), у нейтральній – до оксиду марганцю (IV) у гідратній формі MnO(O) 2 , у лужній – до манганат -і вона
кислотне середовище
нейтральне середовище
лужне середовище
Дихромат калію, До складу молекули якого входить хром у ступені окислення +6, є сильним окислювачем при спіканні та в кислотному розчині
виявляє окисні властивості і в нейтральному середовищі
У лужному середовищі рівновага між хромат-і дихромат-іонами
зміщено у бік освіти, тому в лужному середовищі окислювачем є хромат каліюДо 2 СrO 4:
проте До 2 СrO 4 слабший окислювач порівняно з До 2 Сr 2 O 7 .
Серед іонів окислювальні властивості виявляють іон водню Н+ та іони металів найвищою мірою окислення. Іон воднюН + виступає як окислювач при взаємодії активних металів з розбавленими розчинами кислот (за винятком НNO 3)
Іони металіввідносно високого ступеня окислення, такі як Fe 3+ , Сu 2+ , Нg 2+ , відновлюючись, перетворюючись на іони нижчого ступеня окислення
або виділяються із розчинів їх солей у вигляді металів
Найважливіші відновники. До типових відновників серед простих речовин відносяться активні метали, такі як лужні та лужноземельні метали, цинк, алюміній, залізо та інші, а також деякі неметали (водень, вуглець, фосфор, кремній).
Металив кислотному середовищі окислюються до позитивно заряджених іонів:
У лужному середовищі окислюються метали, що виявляють амфотерні властивості; при цьому утворюються негативно заряджені аніони або гідроксокомпаненти:
Неметали, окислюючись, утворюють оксиди або відповідні кислоти:
Відновлювальними функціями мають безкисневі аніони, наприклад Cl - , Вr - , I - , S 2- , Н - і катіони металів вищою мірою окислення.
У ряді галогенід-іонів, які, окислюючись, зазвичай утворюють галогени:
відновлювальні властивості посилюються від Cl - до I -.
Гідридиметалів виявляють відновлювальні властивості за рахунок окислення пов'язаного з воднем (ступінь окислення -1) до вільного водню:
Катіонами металіву нижчому ступені окислення, таким як Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg 2 2+ та іншим, при взаємодії з окислювачами властиво підвищення ступеня окислення:
Окисно-відновна двоїстість.Серед простих речовин Окислювально-відновна двоїстість характерна для елементів VIIA, VIA і VA підгруп, які можуть підвищувати, так і знижувати свій ступінь окислення.
Часто використовувані як окислювачі галогенипід впливом сильніших окислювачів виявляють відновлювальні властивості (крім фтору). Їх окисні здібності зменшуються, а відновлювальні властивості збільшуються від Cl 2 до I 2:
Рис.3. Окисно-відновна здатність галогенів.
Цю особливість ілюструє реакція окислення йоду хлором у водному розчині:
До складу кисневмісних сполук, що виявляють двоїстість поведінки в окисно-відновних реакціях, також входять елементи в проміжному ступені окислення. Кислородовмісні кислоти галогенівта їх солі, до складу молекул яких входить галоген у проміжному ступені окислення, можуть бути як окислювачами
так і відновниками
Перекис водню, Що містить кисень у ступені окислення -1, у присутності типових відновників виявляє окислювальні властивості, оскільки ступінь окислення кисню може знижуватися до -2:
Останню реакцію використовують при реставрації картин старих майстрів, фарби яких, що містять свинцеві білила, чорніють через взаємодію із сірководнем повітря.
При взаємодії з сильними окислювачами ступінь окислення кисню, що входить до складу пероксиду водню, підвищується до 0, Н 2 Про 2 виявляє властивості відновника:
Азотиста кислотаі нітрити, До складу яких входить азот в ступені окислення +3, а також можуть виступати як у ролі окислювачів
так і в ролі відновників
Класифікація.Розрізняють чотири типи окислювально-відновних реакцій.
1. Якщо окислювач і відновник різні речовини, такі реакції відносяться до міжмолекулярним. Прикладами є всі розглянуті реакції раніше.
2. При термічному розкладанні складних сполук, до складу яких входять окислювач та відновник у вигляді атомів різних елементів, відбуваються окислювально-відновні реакції, які називаються внутрішньомолекулярними:
3. Реакції диспропорціонування (дисмутаціїабо, згідно зі застарілою термінологією, самоокислення - самовідновлення) можуть відбуватися, якщо сполуки, що містять елементи в проміжних ступенях окислення, потрапляють до умов, де вони виявляються нестійкими (наприклад, при підвищеній температурі). Ступінь окислення цього елемента і підвищується, і знижується:
4. Реакції контрпропорціонування (конмутації) – це процеси взаємодії окислювача і відновника, до складу яких входить той самий елемент з різними ступенями окислення. В результаті продуктом окиснення та відновлення є речовина з проміжним ступенем окиснення атомів даного елемента:
Існують також реакції змішаного типу. Наприклад, до внутрішньомолекулярної реакції контрпропорціонування відноситься реакція розкладання нітрату амонію.
Упорядкування рівнянь.
Рівняння окислювально-відновних реакцій становлять, ґрунтуючись на принципах рівності числа одних і тих самих атомів до і після реакції, а також враховуючи рівність числа електронів, що віддаються відновником, та числа електронів, що приймаються окислювачем, тобто. електронейтральність молекул. Реакцію представляють як системи двох напівреакцій – окислення і відновлення, підсумовування яких з урахуванням зазначених принципів призводить до складання загального рівняння процесу.
Для складання рівнянь окислювально-відновних реакцій найчастіше використовують метод електронно-іонних напівреакцій та метод електронного балансу.
Метод електронно-іонних напівреакційзастосовують при складанні рівнянь реакції, що протікають у водному розчині, а також реакції за участю речовин, ступінь окислення елементів яких важко визначити (наприклад, KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Відповідно до цього способу, виділяють такі основні етапи складання рівняння реакцій.
а) записують загальну молекулярну схему процесу із зазначенням відновника, окислювача та середовища, в якому протікає реакція (кислотна, нейтральна або лужна). Наприклад
б) з огляду на дисоціацію електролітів у водному розчині, цю схему представляють у вигляді молекулярно-іонної взаємодії. Іони, ступеня окислення атомів яких не змінюються, у схемі не вказують, за винятком іонів середовища (Н + , ОН -):
в) визначають ступеня окислення відновника та окислювача, а також продуктів їх взаємодії:
е) додають іони, які не брали участь у процесі окислення – відновлення, зрівнюють їх кількість ліворуч і праворуч, та записують молекулярне рівняння реакції
Найбільші труднощі виникають при складанні матеріального балансу напівреакцій окислення та відновлення, коли змінюється кількість атомів кисню, що входять до складу частинок окислювача та відновника. Слід враховувати, що у водних розчинах зв'язування чи приєднання кисню відбувається за участю молекул води та іонів середовища.
В процесі окислення на один атом кисню, що приєднується до частки відновника, в кислотному та нейтральному середовищах витрачається одна молекула води і утворюються два іони Н + ; у лужному середовищі витрачаються два гідроксид-іони ВІН - і утворюється одна молекула води (табл.1.1).
Для зв'язування одного атома кисню окислювача в кислотному середовищі у процесі відновлення витрачаються два іони Н+ та утворюється одна молекула води; в нейтральному та лужному середовищах витрачається одна молекула Н 2 Про утворюються два іони ВІН - (табл.1, 2).
Таблиця 1
Приєднання атомів кисню до відновника у процесі окислення
Таблиця 2
Зв'язування атомів кисню окислювача у процесі відновлення
Переваги методу електронно-іонних напівреакцій у тому, що з складанні рівнянь окислювально-відновних реакцій враховуються реальні стану частинок у розчині і роль середовища у перебігу процесів, немає необхідності використання формального поняття ступеня окислення.
Метод електронного балансу, заснований на обліку зміни ступеня окиснення та принципі електронейтральності молекули, є універсальним. Його зазвичай використовують для складання рівнянь окисно-відновних реакцій, що протікають між газами, твердими речовинами та в розплавах.
Послідовність операцій, згідно з методом, така:
1) записують формули реагентів та продуктів реакції у молекулярному вигляді:
2) визначають ступеня окислення атомів, що змінюють її в процесі реакції:
3) за зміною ступенів окислення встановлюють число електронів, що віддаються відновником, і число електронів, що приймаються окислювачем, і становлять електронний баланс з урахуванням принципу рівності числа електронів, що віддаються і приймаються:
4) множники електронного балансу записують у рівняння окисно-відновної реакції як основні стехіометричні коефіцієнти:
5) підбирають стехіометричні коефіцієнти інших учасників реакції:
При складанні рівнянь слід враховувати, що окислювач (або відновник) може витрачатися не тільки в основній окислювально-відновній реакції, але і при зв'язуванні продуктів реакції, що утворюються, тобто виступати в ролі середовища і солеутворювача.
Прикладом, коли роль середовища грає окислювач, є реакція окислення металу в азотній кислоті, складена методом електронно-іонних напівреакцій:
Прикладом, коли відновник є середовищем, в якому протікає реакція, є реакція окислення соляної кислоти дихроматом калію, складена методом електронного балансу:
При розрахунку кількісних, масових та об'ємних співвідношень учасників окисно-відновних реакцій використовують основні стехіометричні закони хімії та, зокрема, закон еквівалентів. Для визначення напряму та повноти перебігу окислювально-відновних процесів використовують значення термодинамічних параметрів даних систем, а при перебігу реакцій у водних розчинах – значення відповідних електродних потенціалів.
Під час уроку ми вивчимо тему «Окислювально-відновлювальні реакції». Ви дізнаєтесь визначення даних реакцій, їх відмінність від реакцій інших типів. Згадайте, що таке ступінь окислення, окислювач та відновник. Навчіться складати схеми електронного балансу для окислювально-відновних реакцій, ознайомтеся з класифікацією окисно-відновних реакцій.
Тема: Окисно-відновні реакції
Урок: Окисно-відновні реакції
Реакції, що протікають із зміною ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними . Зміна ступенів окислення відбувається через переходу електронів від відновника до окислювача. - це формальний заряд атома, якщо вважати, що всі зв'язки є іонними.
Окислювач - це речовина, молекули чи іони якої приймає електрони. Якщо елемент є окисником, його ступінь окиснення знижується.
0 2 +4е - → 2О -2 (Окислювач, процес відновлення)
Процес прийомуречовинами електронів називається відновленням. Окислювач під час процесу відновлюється.
Відновник - це речовина, молекули чи іони якої віддають електрони. У відновника рівень окислення підвищується.
S 0 -4е - →S +4 (Відновник, процес окиснення)
Процес віддачіелектронів називається . Відновник у процесі окислюється.
Приклад №1. Одержання хлору у лабораторії
У лабораторії хлор отримують з перманганату калію та концентрованої соляної кислоти. У колбу Вюрца поміщають кристали калію перманганату. Закривають колбу пробкою з крапельною лійкою. У вирву наливається соляна кислота. Соляна кислота приливається з краплинної лійки. Відразу починається енергійне виділення хлору. Через газовідвідну трубку хлор поступово заповнює циліндр, витісняючи повітря. Мал. 1.
Мал. 1
На прикладі цієї реакції розглянемо, як складатиме електронний 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
Ступені окислення змінили марганець та хлор.
Mn +7 +5е - = Mn +2 окислювач, процес відновлення
2 CI - -2е - = CI 0 2 відновник, процес окислення
4. Зрівняємо кількість відданих та прийнятих електронів. Для цього знаходимо найменше загальне кратне для чисел 5 і 2. Це 10. В результаті розподілу найменшого загального кратного на кількість відданих та прийнятих електронів, знаходимо коефіцієнти перед окислювачем та відновником.
Mn +7 +5е - = Mn +2 2
2 CI - -2е - = CI 0 2 5
2KMnO 4 +? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H 2 O
Однак перед формулою соляної кислоти не поставлений коефіцієнт, тому що не всі хлоридні іони брали участь в окислювально-відновному процесі. Метод електронного балансу дозволяє зрівнювати лише іони, що у окислювально-відновному процесі. Тому потрібно зрівняти кількість іонів, які не беруть участь у . А саме катіонів калію, водню та хлоридних аніонів. В результаті виходить наступне рівняння:
2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O
Приклад №2. Взаємодія міді із концентрованою азотною кислотою. Мал. 2.
У склянку із 10 мл кислоти помістили «мідну» монету. Швидко почалося виділення бурого газу (особливо ефектно виглядали бурі бульбашки ще в безбарвній рідині). Весь простір над рідиною став бурим, зі склянки валили бурі пари. Розчин забарвився у зелений колір. Реакція постійно прискорювалася. Приблизно через півхвилини розчин став синім, а за дві хвилини реакція почала сповільнюватися. Монета повністю не розчинилася, але сильно втратила у товщині (її можна було вигнути пальцями). Зелене забарвлення розчину на початковій стадії реакції обумовлена продуктами відновлення азотної кислоти.
Мал. 2
1. Запишемо схему цієї реакції:
Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Розставимо ступеня окислення всіх елементів у речовинах, що беруть участь у реакції:
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
Ступені окислення змінили мідь та азот.
3. Складаємо схему, що відображає процес переходу електронів:
N +5 +е - = N +4 окислювач, процес відновлення
Cu 0 -2е - = Cu +2 відновник, процес окиснення
4. Зрівняємо кількість відданих та прийнятих електронів. Для цього знаходимо найменше загальне кратне для чисел 1 і 2. Це 2. У результаті розподілу найменшого загального кратного на кількість відданих та прийнятих електронів, знаходимо коефіцієнти перед окислювачем та відновником.
N +5 +е - = N +4 2
Cu 0 -2е - = Cu +2 1
5. Переносимо коефіцієнти у вихідну схему та перетворюємо рівняння реакції.
Cu + ?HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Азотна кислота бере участь не тільки в окисно-відновній реакції, тому коефіцієнт спочатку не пишеться. В результаті остаточно виходить наступне рівняння:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Класифікація окисно-відновних реакцій
1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції .
Це реакції, у яких окислювачем та відновником є різні речовини.
Н 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Внутрішньомолекулярні реакції, в яких атоми, що окислюються і зупиняються, знаходяться в молекулах однієї і тієї ж речовини, наприклад:
2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Диспропорціонування (самоокислення-самовосновлення) - реакції, в яких один і той же елемент виступає і як окислювач, і як відновник, наприклад:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Конпропорціювання (Репропорціонування) - реакції, в яких з двох різних ступенів окислення одного і того ж елемента виходить один ступінь окислення
Домашнє завдання
1. №№1-3 (с. 162) Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Чому аміак виявляє лише відновлювальні властивості, а азотна кислота – лише окислювальні?
3. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції отримання азотної кислоти, використовуючи метод електронного балансу: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
Тип уроку.Набуття нових знань.
Завдання уроку.Навчальні.Ознайомити учнів із новою класифікацією хімічних реакцій за ознакою зміни ступенів окислення елементів – з окислювально-відновними реакціями (ОВР); навчити учнів розставляти коефіцієнти шляхом електронного балансу.
Розвиваючі.Продовжити розвиток логічного мислення, умінь аналізувати та порівнювати формування інтересу до предмета.
Виховні.Формувати науковий світогляд учнів; удосконалювати трудові навички.
Методи та методичні прийоми.Розповідь, розмова, демонстрація засобів наочності, самостійна робота учнів.
Обладнання та реактиви.Репродукція із зображенням Колосса Родоського, алгоритм розміщення коефіцієнтів за методом електронного балансу, таблиця типових окислювачів та відновників, кросворд; Fе (цвях), розчини NaаОН, СуSО 4 .
ХІД УРОКУ
Вступна частина
(мотивація та цілепокладання)
Вчитель. У ІІІ ст. до н.е. на острові Родос було збудовано пам'ятник у вигляді величезної статуї Геліоса (у греків – бог Сонця). Грандіозний задум і досконалість виконання Колосса Родоського – одного з чудес світу – вражали всіх, хто його бачив.
Ми не знаємо точно, як виглядала статуя, але відомо, що вона була зроблена з бронзи і досягала заввишки близько 33 м. Статуя була створена скульптором Харетом, на її будівництво пішло 12 років.
Бронзова оболонка кріпилася до металевого каркасу. Порожню статую почали будувати знизу і, у міру того, як вона росла, заповнювали камінням, щоб зробити її стійкішою. Приблизно через 50 років після завершення будівництва Колос впав. Під час землетрусу він переломився на рівні колін.
Вчені вважають, що справжньою причиною недовговічності цього дива стала корозія металу. На основі процесу корозії лежать окислювально-відновні реакції.
Сьогодні на уроці ви познайомитеся з окислювально-відновними реакціями; дізнаєтеся про поняття «відновник» та «окислювач», про процеси відновлення та окислення; навчитеся розставляти коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій. Запишіть у своїх робочих зошитах число, тему уроку.
Вивчення нового матеріалу
Вчитель робить два демонстраційних досвіду: взаємодія сульфату міді(II) з лугом і взаємодія цієї солі з залізом.
Вчитель. Запишіть молекулярні рівняння виконаних реакцій. У кожному рівнянні розставте ступені окислення елементів у формулах вихідних речовин та продуктів реакції.
Учень записує на дошці рівняння реакцій та розставляє ступені окислення:
Вчитель. Чи змінилися ступені окислення елементів у цих реакціях?
Учень. У першому рівнянні ступеня окислення елементів не змінилися, а у другому змінилися – у міді та заліза.
Вчитель. Друга реакція відноситься до окислювально-відновних. Спробуйте дати визначення окисно-відновних реакцій.
Учень. Реакції, в результаті яких змінюються ступеня окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин та продуктів реакції, називають окислювально-відновними реакціями.
Учні записують у зошит під диктовку вчителя визначення окислювально-відновних реакцій.
Вчитель. Що ж сталося внаслідок окисно-відновної реакції? До реакції у заліза була ступінь окислення 0, після реакції стала +2. Як бачимо, ступінь окислення підвищилася, отже, залізо віддає 2 електрони.
У міді до реакції ступінь окиснення +2, після реакції – 0. Як бачимо, ступінь окиснення знизився. Отже, мідь приймає 2 електрони.
Залізо віддає електрони, воно є відновником, а процес передачі електронів називається окисленням.
Мідь приймає електрони, вона окислювач, а процес приєднання електронів називається відновленням.
Запишемо схеми цих процесів:
Отже, дайте визначення понять «відновник» та «окислювач».
Учень. Атоми, молекули чи іони, які віддають електрони, називають відновниками.
Атоми, молекули чи іони, які приєднують електрони, називають окислювачами.
Вчитель. Яке визначення можна дати процесам відновлення та окислення?
Учень. Відновленням називають процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.
Окисленням називають процес передачі електронів атомом, молекулою чи іоном.
Учні записують під диктовку визначення у зошит та виконують малюнок.
Запам'ятайте!
Віддати електрони – окислитись.
Взяти електрони – відновитись.
Вчитель. Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов'язані з окисленням. Число електронів, що віддаються відновником, дорівнює числу електронів, що приєднуються окислювачем.
Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окислювально-відновних реакцій використовують два методи - електронного балансу та електронно-іонного балансу (метод напівреакцій).
Ми розглянемо лише метод електронного балансу. Для цього використовуємо алгоритм розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу (оформлений на аркуші ватману).
П р і м е р. Розставте коефіцієнти в даній схемі реакції методом електронного балансу, визначте окислювач та відновник, вкажіть процеси окислення та відновлення:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO2.
Скористаємося алгоритмом розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу.
3. Випишемо елементи, що змінюють ступеня окиснення:
4. Складемо електронні рівняння, визначаючи кількість відданих та прийнятих електронів:
5. Число відданих та прийнятих електронів має бути однаково, т.к. не заряджені вихідні речовини, ні продукти реакції. Зрівнюємо кількість відданих та прийнятих електронів, підібравши найменше загальне кратне (НОК) та додаткові множники:
6. Отримані множники є коефіцієнтами. Перенесемо коефіцієнти у схему реакції:
Fе 2 Про 3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.
Речовини, що є окислювачами чи відновниками у багатьох реакціях, називаються типовими.
Вивішується таблиця, виконана на аркуші ватману.
Вчитель. Окисно-відновні реакції дуже поширені. З ними пов'язані як процеси корозії, а й бродіння, гниття, фотосинтез, процеси обміну речовин, які у живому організмі. Їх можна спостерігати під час згоряння палива. Окисно-відновні процеси супроводжують круговороти речовин у природі.
Чи знаєте ви, що в атмосфері щодня утворюється приблизно 2 млн. т азотної кислоти, або
700 млн т на рік, і у вигляді слабкого розчину випадають на землю з дощами (людина виробляє азотну кислоту лише 30 млн т на рік).
Що ж відбувається у атмосфері?
Повітря містить 78% за обсягом азоту, 21% кисню та 1% інших газів. Під дією грозових розрядів, а на Землі щомиті спалахують у середньому 100 блискавок, відбувається взаємодія молекул азоту з молекулами кисню з утворенням оксиду азоту(II):
Оксид азоту(II) легко окислюється атмосферним киснем у оксид азоту(IV):
NO + O 2 NO 2 .
Оксид азоту(IV), що утворився, взаємодіє з атмосферною вологою в присутності кисню, перетворюючись на азотну кислоту:
NO 2 + Н 2 Про + O 2 HNO 3 .
Всі ці реакції - окисно-відновні.
Завдання . Розставте у наведених схемах реакцій коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач, відновник, процеси окислення та відновлення.
Рішення
1. Визначимо ступеня окиснення елементів:
2. Підкреслимо символи елементів, ступеня окиснення яких змінюються:
3. Випишемо елементи, що змінили ступеня окиснення:
4. Складемо електронні рівняння (визначимо кількість відданих та прийнятих електронів):
5. Число відданих та прийнятих електронів однаково.
6. Перенесемо коефіцієнти з електронних схем до схеми реакції:
Далі учням пропонується самостійно розставити коефіцієнти методом електронного балансу, визначити окислювач, відновник, вказати процеси окислення та відновлення в інших процесах, що відбуваються в природі.
Два інших рівняння реакцій (з коефіцієнтами) мають вигляд:
Перевірку правильності виконання завдань проводять за допомогою кодоскопу.
Заключна частина
Вчитель пропонує учням розгадати кросворд з вивченого матеріалу. Результат роботи здається на перевірку.
Розгадавши кросворд, Ви дізнаєтеся, що речовини КМnО 4 , К 2 Сr 2 O 7 , О 3 - Сильні ... (По вертикалі (2)).
По горизонталі:
1. Який процес відбиває схема:
3. Реакція
N 2 (р.) + 3Н 2 (р.) 2NН 3 (р.) + Q
є окисно-відновною, оборотною, гомогенною, … .
4. … вуглецю (II) – типовий відновник.
5. Який процес відбиває схема:
6. Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій використовують метод електронного ….
7. Згідно зі схемою алюміній віддав… електрона.
8. У реакції:
Н 2 + Сl 2 = 2НCl
водень Н 2 – … .
9. Реакції якого типу завжди лише окислювально-відновні?
10. Ступінь окислення у найпростіших речовин – … .
11. У реакції:
відновник – … .
Завдання додому. За підручником О.С.Габрієляна «Хімія-8» § 43, с. 178-179, упр. 1, 7 письмово.
Задача (на будинок). Конструктори перших космічних кораблів та підводних човнів зіткнулися з проблемою: як підтримати постійний склад повітря на судні та космічних станціях? Позбутися надлишку вуглекислого газу і поповнити запас кисню? Рішення було знайдено.
Надпероксид калію KO 2 в результаті взаємодії з вуглекислим газом утворює кисень:
Як бачите, це окисно-відновна реакція. Кисень у цій реакції є і окислювачем, і відновником.
У космічній експедиції на рахунку кожен грам вантажу. Розрахуйте запас надпероксиду калію, який необхідно взяти у космічний політ, якщо політ розрахований на 10 днів і якщо екіпаж складається із двох осіб. Відомо, що людина за добу видихає 1 кг вуглекислого газу.
(Відповідь. 64,5 кг KO 2 . )
Зада ння (підвищений рівень складності). Запишіть рівняння окислювально-відновних реакцій, які могли призвести до руйнування Колосса Родоського. Майте на увазі, що ця гігантська статуя стояла в портовому місті на острові в Егейському морі, біля берегів сучасної Туреччини, де вологе середземноморське повітря насичене солями. Вона була зроблена з бронзи (сплав міді та олова) та змонтована на залізному каркасі.
Література
Габрієлян О.С. Хімія-8. М: Дрофа, 2002;
Габрієлян О.С., Воскобойнікова Н.П., Яшукова А.В.Настільна книга вчителя. 8 клас. М: Дрофа, 2002;
Кокс Р., Морріс Н. Сім чудес світу. Стародавній світ, середні віки, наш час. М: БММ АТ, 1997;
Мала дитяча енциклопедія. Хімія. М: Російське енциклопедичне товариство, 2001; Енциклопедія для дітей "Аванта +". Хімія. Т. 17. М: Аванта +, 2001;
Хомченко Г.П., Севастьянова К.І.Окисно-відновні реакції. М.: Просвітництво, 1989.
Як дізнатися де в хімічній реакції окислювач, а де відновник? і отримав найкращу відповідь
Відповідь від вули.
якщо після реакції (після знаку одно) речовина набуває позитивного заряду означає він відновник
а якщо набуває негативного заряду означає окислювач
ось наприклад
H2 + O2 = H2O
до реакції і у водню та у кисню заряд нульовий
після реакції
водень набуває заряду +1 а кисень -2 означає водень відновник
а кисень окислювач!!
Джерело: =)) якщо що незрозуміло пиши)
Відповідь від 2 відповіді[гуру]
Вітання! Ось вибірка тем з відповідями на Ваше запитання: Як дізнатися де в хімічній реакції окислювач а де відновник?
Відповідь від BeardMax[гуру]
Для цього треба знати, що таке ступінь окиснення.
Навчитися визначати ступінь окислення у будь-якого атома у хімічній сполукі.
Далі дивитися, у яких атомів СО збільшується реакції, а якого зменшується. Перші – відновники, другі – окислювачі.
Загалом хімію не треба було ходити.
Відповідь від ТОВ[Новичок]
Відновлювач - це речовина, що віддає електрони. Н-р, Са (2+) - 2е = Са (0)
Окислювач - річ, що приймає електрони.
Відповідь від Марішка[Новичок]
Щоб дізнатися, потрібно дивитися, що є реагентами, а що додано у вигляді середовища. Наприклад, якщо у вихідних речовин є Mn (+4) і вода, то Mn змінить ступінь окислення на (+6), якщо не помиляюся. Крім того, можна подивитися, якою мірою окислення знаходяться елементи (раптом десь вона мінімальна або навпаки максимальна).
