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
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
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).
Глава 10
Окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:
2Mg + O 2 2MgO,
2KClO 3 2KCl + 3O 2 .
Напомним, что степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.
Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.
Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев значение степени окисления элемента не совпадает с его валентностью.
Для нахождения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, следует иметь в виду следующие правила:
1. Степень окисления атомов элементов в молекулах простых веществ равна нулю.
Например:
Mg 0 ,
Cu 0 .
2. Степень окисления атомов водорода в соединениях обычно равна +1.
Например: +1 +1
Исключения: в гидридах (соединениях водорода с металлами) cтепень окисления атомов водорода равна –1.
Например:
NaH –1 .
3. Степень окисления атомов кислорода в соединениях обычно равна –2.
Например:
Н 2 О –2 , СаО –2 .
Исключения:
степень окисления кислорода во фториде кислорода (OF 2) равна +2.
степень окисления кислорода в пероксидах (Н 2 О 2 , Na 2 O 2), содержащих группу –O–O–, равна –1.
4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.
Например: +2
5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.
Например: –1 +1
6. Сумма c тепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.
Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.
Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:
– 2ē
2H + процесс окисления,
Fe +2 – ē Fe +3 процесс окисления,
2J – – 2ē процесс окисления.
Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:
+ 4ē
2O –2 процесс восстановления,
Mn +7 + 5ē Mn +2 процесс восстановления,
Cu +2 +2ē Cu 0 процесс восстановления.
Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).
Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).
Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.
Типичными восстановителями являются:
некоторые простые вещества:
металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,
неметаллы: например, H 2 , C, S;
некоторые сложные вещества: например, сероводород (H 2 S) и сульфиды (Na 2 S), сульфиты (Na 2 SO 3), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH 3);
катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 ;
катод при электролизе.
Типичными окислителями являются:
некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F 2 , CI 2 , Br 2 , I 2), халькогены (О 2 , О 3 , S);
некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO 3),серная кислота (H 2 SO 4 конц.), прерманганат калия (K 2 MnO 4), бихромат калия (K 2 Cr 2 O 7), хромат калия (K 2 CrO 4), оксид марганца (IV) (MnO 2), оксид свинца (IV) (PbO 2), хлорат калия (KCIO 3), пероксид водорода (H 2 O 2);
анод при электролизе.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций) .
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.
Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):
Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:
7 + 4 + 2 + 6
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.
Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):
5 S +4 – 2 e- → S +6 процесс окисления, восстановитель
2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процесс восстановления, окислитель.
2KMnO 4 +5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.
5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.
Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).
Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ .
Например:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ,
Al 0 – 3e – → Al +3 окисление, восстановитель,
Fe +3 +3e – → Fe 0 восстановление, окислитель.
В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe +3) входят в состав различных молекул.
Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):
2 KClO 3 = KCl + 3O 2
2 CI +5 + 6e – → CI –1 восстановление, окислитель
3 2O –2 – 4е – → окисление, восстановитель
В этой реакции восстановитель (O –2) и окислитель (CI +5) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.
В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O
N –3 – 3e – → N 0 восстановление, окислитель
N +3 + 3e – → N 0 окисление, восстановитель.
Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования .
Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает, и понижает свою степень окисления.
Например : 0 -1 +1
Cl 2 + H 2 O = HCI + HCIO
CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель
CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.
Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.
Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно-восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть и окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).
Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх.
Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.
Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов (см. табл. 9 приложения ).
Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, могут реагировать с водой, вытесняя из нее водород.
Например:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли .
Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO 4):
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe 0 – 2e – = Fe +2 окисление, восстановитель
Cu +2 + 2e – = Cu 0 восстановление, окислитель.
В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.
Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.
Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливать его:
Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2
Zn 0 – 2e – = Zn +2 окисление, восстановитель
2H + + 2e – → восстановление, окислитель.
Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.
Чтобы определить, может ли быть окислителем или восстановителем сложное вещество, необходимо найти степень окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления , могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями .
Например, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 в окислительно-восстановитель-ных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N +5), марганца (Mn +7) и серы (S +6) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).
Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя .
Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH 3 , H 2 S, НCI) будут только восстановителями, так как степени окисления азота (N –3), серы (S –2) и хлора (Cl –1) являются для этих элементов низшими.
Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями , в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H 2 O 2), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других - восстановительные.
Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SО 4 и сера S в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления –2, +4, +6 и 0. Сера относится к элементам р -электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем s - и р -подуровнях (...3s 3р ). У атома серы со степенью окисления – 2 валентные подуровни полностью укомплектованы. Поэтому, атом серы с минимальной степенью окисления (–2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и в данном состоянии может только принимать электроны (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.
Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0, +4) могут и терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.
Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств атомов других элементов.
На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N +5) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.
4HNO 3(конц.) + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
8HNO 3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,
10HNO 3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,
10HNO 3(c. разб.) + 4Мg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.
Существенное влияние на протекание окислительно-восстановительных процессов оказывает реакция среды.
Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO 4), то в зависимости от реакции среды раствора, Mn +7 будет восстанавливаться по-разному:
в кислой среде (до Mn +2) продуктом восстановления будет соль, например, MnSO 4 ,
в нейтральной среде (до Mn +4) продуктом восстановления будет MnO 2 или MnO(OH) 2 ,
в щелочной среде (до Mn +6) продуктом восстановления будет манганат, например, К 2 MnO 4 .
Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:
кислая среда –
2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +H 2 O
нейтральная среда –
2KMnO 4 + 3Na 2 SО 3 + H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
щелочная среда –
2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.
Температура системы также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.
При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:
Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O
CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель
CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.
Если взять горячий концентрированный раствор КОН , то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:
0 t ° -1 +5
3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O
5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель
1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 окисление, восстановитель.
10.1. Вопросы для самоконтроля по теме
1. Какие реакции называются окислительно-восстановитель-ными?
2. Что такое степень окисления атома? Как она определяется?
3. Чему равна степень окисления атомов в простых веществах?
4. Чему равна сумма степеней окисления всех атомов в молекуле?
5. Какой процесс называется процессом окисления?
6. Какие вещества называются окислителями?
7. Как меняется степень окисления окислителя в окислительно-восстановительных реакциях?
8. Приведите примеры веществ, являющихся в окислительно-восстановительных реакциях только окислителями.
9. Какой процесс называется процессом восстановления?
10. Дайте определение понятию «восстановитель».
11. Как меняется степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях?
12. Какие вещества могут быть только восстановителями?
13. Какой элемент является окислителем в реакции взаимодействия разбавленной серной кислоты с металлами?
14. Какой элемент является окислителем при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами?
15. Какую функцию выполняет азотная кислота в окислительно-восстановительных реакциях?
16. Какие соединения могут образоваться в результате восстановления азотной кислоты в реакциях с металлами?
17. Какой элемент является окислителем в концентрированной, разбавленной и очень разбавленной азотной кислоте?
18. Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях может выполнять пероксид водорода?
19. Как классифицируются все окислительно-восстановительные реакции?
10.2. Тесты для самоконтроля знаний теории по теме «Окислительно-восстановительные реакции»
Вариант № 1
1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,
2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 ,
3) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,
4) FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl,
5) NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.
2. Руководствуясь строением атомов, определите, под каким номером указана формула иона, который может быть только окислителем:
1) Mn
,
2) NO 3– , 3) Br
– , 4) S 2– ,
5) NO 2– ?
3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным восстановителем, из числа приведенных ниже:
1) NO 3– , 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?
4. Под каким номером указано количество вещества KMnO 4 , в молях, которое взаимодействует с 10 моль Na 2 SO 3 в реакции, представленной следующей схемой:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?
1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.
5. Под каким номером приведена реакция диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)?
1) 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O,
2) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,
3) 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .
4) 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2 ,
5) 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .
Вариант № 2
1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?
1) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,
2) CaCO 3 = CaO + CO 2 ,
3) CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3 ,
4) CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O,
5) Pb(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3 .
2. Под каким номером приведена формула вещества, которое может быть только восстановителем:
1) SO 2 , 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2 , 5) Na 2 SO 3 ?
3. Под каким номером приведена формула вещества, являющегося наиболее сильным окислителем, из числа приведенных:
1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?
4. Под каким номером приведен объем водорода в литрах при нормальных условиях, который можно получить из 9 г Al в результате следующей окислительно-восстановительной реакции:
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?
5. Под каким номером приведена схема окислительно-восстано-вительной реакции, которая протекает при рН > 7?
1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,
2) FeSO 4 + HIO 3 + … → I 2 + Fe(SO 4) 3 + …,
3) KMnO 4 + NaNO 2 + … → MnSO 4 + …,
4) KMnO 4 + NaNO 2 + … → K 2 MnO 4 + …,
5) CrCl 3 + KMnO 4 + … → K 2 Cr 2 O 7 + MnO(OH) 2 + … .
Вариант № 3
1. Под каким номером приведено уравнение окислительно-восстановительной реакции?
1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2 ,
2) CuSO 4 + 2NaOH →Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4 ,
4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 ,
5) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
2. Руководствуясь строением атома, определите, под каким номером приведена формула иона, который может быть восстановителем:
1) Ag + , 2) A l3+ , 3) C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?
3. Под каким номером приведен процесс восстановления?
1) NO 2– → NO 3– , 2) S 2– → S 0 , 3) Mn 2+ → MnO 2 ,
4) 2I –
→ I 2 , 5)
→ 2Cl – .
4. Под каким номером приведена масса прореагировавшего железа, если в результате реакции, представленной следующей схемой:
Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O
образовалось 11,2 л NO (н.у.)?
1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.
5. Под каким номером приведена схема реакции самоокисления-самовосстановления (дисмутации)?
1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,
2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2 ,
3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,
4) KClO 3 → KCl + O 2 ,
5) Hg(NO 3) 2 → HgO + NO 2 + O 2 .
Ответы на задания тестов см. на стр.
10.3. Вопросы и упражнения для самостоятельной
работы по изучению темы.
1. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы окислительно-восстановительных реакций:
1) MgCO 3 + HCl MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,
2) FeO + P Fe + P 2 O 5 ,
4) H 2 O 2 H3O + O 2 , 8) KOH + CO 2 KHCO 3 .
2. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены окислительно-восстановительные процессы:
1) электролиз раствора хлорида натрия,
2) обжиг пирита,
3) гидролиз раствора карбоната натрия,
4) гашение извести.
3. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены названия групп веществ, характеризующихся возрастанием окислительных свойств:
1) хлор, бром, фтор,
2) углерод, азот кислород,
3) водород, сера, кислород,
4) бром, фтор, хлор.
4. Какое из веществ – хлор, сера, алюминий, кислород – является более сильным восстановителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.
5. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только окислители:
1) K 2 MnO 4 , 2) KMnO 4 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 ,
16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) K 2 SO 3 .
6. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, обладающих окислительно-восстановительной двойственностью:
1) KI, 2) H 2 O 2 , 4) Al, 8) SO 2 , 16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) H 2 .
7. Какое из соединений – оксид железа (III), оксид хрома (III), оксид серы (IV), оксид азота (II), оксид азота (V) – может быть только окислителем? В ответе укажите значение молярной массы выбранного соединения.
8. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены формулы веществ, которые имеют степень окисления кислорода – 2:
1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3 , Fe 2 O 3 , SO 3 ,
4) OF 2 , Ba(OH) 2 , Al 2 O 3 , 8) BaO 2 , Fe 3 O 4 , SiO 2 .
9. Какое из указанных соединений может быть только окислителем: нитрит натрия, сернистая кислота, сероводород, азотная кислота ? В ответе укажите значение молярной массу выбранного соединения.
10. Какое из приведенных соединений азота – NH 3 ; HNO 3 ; HNO 2 ; NO 2 – может быть только окислителем? В ответе запишите значение относительной молекулярной массы выбранного соединения.
11. Под каким номером, среди перечисленных ниже названий веществ, указан наиболее сильный окислитель?
1) концентрированная азотная кислота,
2) кислород,
3) электрический ток на аноде при электролизе,
12. Какое из приведенных соединений азота – HNO 3 ; NH 3 ; HNO 2 ; NO – может быть только восстановителем? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.
13. Какое из соединений – Na 2 S; K 2 Cr 2 O 7 ; KMnO 4 ; NaNO 2 ; KClO 4 – может быть и окислителем и восстановителем, в зависимости от условий протекания реакции? В ответе запишите значение молярной массы выбранного соединения.
14. Укажите номер или сумму условных номеров, где указаны ионы, которые могут быть восстановителями:
1) (MnO 4) 2– , 2) (CrO 4) –2 , 4) Fe +2 , 8) Sn +4 , 16) (ClO 4) – .
15. Укажите номер или сумму условных номеров, под которым расположены только окислители:
1) K 2 MnO 4 , 2) HNO 3 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 , 16) K 2 CrO 4 , 32) H 2 O 2 .
16. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены только названия веществ, между которыми не возможно протекание окислительно-восстановительных реакций:
1) углерод и серная кислота,
2) серная кислота и сульфат натрия,
4) сероводород и иодоводород,
8) оксид серы (IV) и сероводород.
17. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы окисления:
1) S +6 S –2 , 2) Mn +2 Mn +7 , 4) S –2 S +4 ,
8) Mn +6 Mn +4 , 16) О 2 2О –2 , 32) S +4 S +6 .
18. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:
1) 2I –1 I 2 , 2) 2N +3 N 2 , 4) S –2 S +4 ,
8) Mn +6 Mn +2 , 16) Fe +3 Fe 0 , 32) S 0 S +6 .
19. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:
1) С 0 CО 2 , 2) Fe +2 Fe +3 ,
4) (SO 3) 2– (SO 4) 2– , 8) MnO 2 Mn +2 .
20. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены процессы восстановления:
1) Mn +2 MnO 2 , 2) (IO 3) – (IO 4) – ,
4) (NO 2) – (NO 3) – , 8) MnO 2 Mn +2 .
21. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены ионы, являющиеся восстановителями.
1) Ca +2 , 2) Al +3 , 4) K + , 8) S –2 , 16) Zn +2 , 32) (SO 3) 2– .
22. Под каким номером приведена формула вещества, при взаимодействии с которым водород выполняет роль окислителя?
1) O 2 , 2) Na, 3) S, 4) FeO.
23. Под каким номером приведено уравнение реакции, в которой проявляются восстановительные свойства хлорид-иона?
1) MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 О,
2) CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,
3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,
4) AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 .
24. При взаимодействии с каким из указанных веществ – O 2 , NaOH, H 2 S – оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя? Напишите уравнение соответствующей реакции и в ответе укажите сумму коэффициентов у исходных веществ.
25. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены схемы реакций диспропорционирования:
1) NH 4 NO 3 N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2 N 2 + H 2 O,
4) KClO 3 KClO 4 + KCl, 8) KClO 3 KCl + O 2 .
26. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия участвует в реакции c десятью моль оксида серы (IV). Реакция протекает по схеме:
KMnO 4 + SO 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3 .
27. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сульфида калия взаимодействует с шестью моль перманганата калия в реакции:
K 2 S + KMnO 4 + H 2 O MnO 2 + S + KOH.
28. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества перманганата калия взаимодействует с десятью молями сульфата железа (II) в реакции:
KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
29. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества хромита калия (KCrO 2) взаимодействует с шестью моль брома в реакции:
KCrO 2 + Br 2 + KOH K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.
30. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества оксида марганца (IV) взаимодействует с шестью моль оксида свинца (IV) в реакции:
MnO 2 + PbO 2 + HNO 3 HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O.
31. Составьте уравнение реакции:
KMnO 4 + NaI + H 2 SO4 I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.
32. Составьте уравнение реакции:
KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O MnO 2 + NaNO 3 + KOH.
В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.
33. Составьте уравнение реакции:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl конц. KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.
В ответе укажите сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.
34. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества нитрита натрия (NaNO 2) взаимодействует с четырьмя моль перманганата калия в реакции:
KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
35. Составьте схему электронного баланса и укажите, какое количество вещества сероводорода взаимодействуют с шестью моль перманганата калия в реакции:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
36. Какое количество вещества железа в молях окислится кислородом объемом 33,6 л (н.у.) в реакции, протекающей по нижеприведенной схеме?
Fe + H 2 O + O 2 Fe(OH) 3 .
37. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в разбавленной серной кислоте? В ответе укажите значение относительной атомной массы этого металла.
38. Какой из приведенных металлов – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не растворяется в концентрированной серной кислоте? В ответе укажите порядковый номер элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.
39. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены металлы, пассивирующиеся в концентрированных растворах кислот-окислителей.
1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.
40. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми расположены химические знаки металлов, не вытесняющих водород из разбавленного раствора серной кислоты, но вытесняющих ртуть из растворов солей Hg 2+ :
1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.
41. Под каким номером указаны химические знаки металлов, каждый из которых не реагируют с азотной кислотой?
1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.
42. Под каким номером указан способ получения хлора в промышленности?
1) электролизом раствора хлорида натрия;
2) действием оксида марганца (1V) на соляную кислоту;
3) термическим разложением природных соединений хлора;
4) действием фтора на хлориды.
43. Под каким номером расположена химическая формула газа, преимущественно выделяющегося при действии концентрированного раствора азотной кислоты на медь?
1) N 2 , 2) NO 2 , 3) NO, 4) H 2 .
44. Под каким номером указаны формулы продуктов реакции горения сероводорода на воздухе при недостатке кислорода?
1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,
3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2 .
Укажите номер правильного ответа.
45. Составьте уравнение реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью. В ответе укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции.
10.4. Ответы на задания тестов для самоконтроля
знания теории по теме.
«Окислительно-восстановительные реакции»
|
Вариант № 1 |
Вариант № 2 |
Вариант № 3 |
|||
|
5окислительноДокумент Повышается 4) степень окисления железа понижается Окислительно -восстановительная реакция соединения протекает между: 1) хлороводородом и... бихромат калия K2Cr2O7 может выполнять в окислительно -восстановительных реакциях функцию: 1) как окислителя, так... «Составление уравнений реакций в молекулярной и ионной формах. Расчетные задачи на вычисление массовой доли вещества в растворе». ЦельДокумент... окислительно -восстановительных реакциях , отработка практического навыка в составлении уравнений окислительно -восстановительных реакций методом электронного баланса. Теория. Окислительно -восстановительными называются реакции ... | |||||
Прежде чем приводить примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, выделим основные определения, связанные с данными превращениями.
Те атомы или ионы, которые в ходе взаимодействия меняют степень окисления с понижением (принимают электроны), называют окислителями. Среди веществ, обладающих такими свойствами, можно отметить сильные неорганические кислоты: серную, соляную, азотную.
Окислитель
Также к сильным окислителям относятся перманганаты и хроматы щелочных металлов.
Окислитель принимает то в ходе реакции, которое необходимо ему до завершения энергетического уровня (установления завершенной конфигурации).
Восстановитель
Любая схема окислительно-восстановительной реакции предполагает выявление восстановителя. К нему относят ионы или нейтральные атомы, способные повышать в ходе взаимодействия показатель степени окисления (отдают электроны иным атомам).
В качестве типичных восстановителей можно привести атомы металлов.
Процессы в ОВР
Чем еще характеризуются характеризуются изменением степеней окисления у исходных веществ.
Окисление предполагает процесс отдачи отрицательных частиц. Восстановление предполагает принятие их от других атомов (ионов).
Алгоритм разбора
Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением предлагаются в различных справочных материалах, предназначенных для подготовки старшеклассников к выпускным испытаниям по химии.
Для того чтобы успешно справиться с предлагаемые в ОГЭ и ЕГЭ заданиями, важно владеть алгоритмом составления и разбора окислительно-восстановительных процессов.
- В первую очередь проставляют зарядовые величины у всех элементов в веществах, предложенных в схеме.
- Выписываются атомы (ионы) из левой части реакции, которые в ходе взаимодействия, поменяли показатели.
- При повышении степени окисления используется знак «-», а при понижении «+».
- Между отданными и принятыми электронами определяется наименьшее общее кратное (число, на которое они делятся без остатка).
- При делении НОК на электроны, получаем стереохимические коэффициенты.
- Расставляем их перед формулами в уравнение.
Первый пример из ОГЭ
В девятом классе далеко не все школьники знают, как решать окислительно-восстановительные реакции. Именно поэтому они допускают множество ошибок, не получают высоких баллов за ОГЭ. Алгоритм действий приведен выше, теперь попробуем отработать его на конкретных примерах.
Особенность заданий, касающихся расстановки коэффициентов в предложенной реакции, выданных выпускникам основной ступени обучения, в том, что и левая, и правая части уравнения даны.
Это существенно упрощает задачу, так как не нужно самостоятельно придумывать продукты взаимодействия, подбирать недостающие исходные вещества.
Например, предлагается с помощью электронного баланса выявить коэффициенты в реакции:
На первый взгляд, в данной реакции не требуются стереохимические коэффициенты. Но, для того, чтобы подтвердить свою точку зрения, необходимо у всех элементов зарядовые числа.
В бинарных соединениях, к которым относится оксид меди (2) и оксид железа (2), сумма степеней окисления равна нулю, учитывая, что у кислорода она -2, у меди и железа данный показатель +2. Простые вещества не отдают (не принимают) электроны, поэтому для них характерна нулевая величина степени окисления.
Составим электронный баланс, показав знаком "+" и "-" количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов.
Fe 0 -2e=Fe 2+ .
Так как количество принятых и отданных в ходе взаимодействия электронов одинаково, нет смысла находить наименьшее общее кратное, определять стереохимические коэффициенты, ставить их в предложенную схему взаимодействия.
Для того чтобы получить за задание максимальный балл, необходимо не только записать примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, но и выписать отдельно формулу окислителя (CuO) и восстановителя (Fe).
Второй пример с ОГЭ
Приведем еще примеры окислительно-восстановительных реакций с решением, которые могут встретиться девятиклассникам, выбравшим химию в качестве выпускного экзамена.
Допустим, предлагается расставить коэффициенты в уравнении:
Na+HCl=NaCl+H 2 .
Для того чтобы справиться с поставленной задачей, сначала важно определить у каждого простого и сложного вещества показатели степеней окисления. У натрия и водорода они будут равны нулю, так как они являются простыми веществами.
В соляной кислоте водород имеют положительную, а хлор - отрицательную степень окисления. После расстановки коэффициентов получим реакцию с коэффициентами.
Первый из ЕГЭ
Как дополнить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением, встречающиеся на ЕГЭ (11 класс), предполагают дополнение пропусков, а также расстановку коэффициентов.
Например, нужно электронным балансом дополнить реакцию:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Определите восстановитель и окислитель в предложенной схеме.
Как научиться составлять окислительно-восстановительные реакции? Образец предполагает использование определенного алгоритма.
Сначала во всех веществах, данных по условию задачи, необходимо поставить степени окисления.
Далее нужно проанализировать, какое вещество может стать неизвестным продуктом в данном процессе. Поскольку в здесь присутствует окислитель (в его роли выступает марганец), восстановитель (им является сера), в искомом продукте не меняются степени окисления, следовательно, это вода.
Рассуждая о том, как правильно решать окислительно-восстановительные реакции, отметим, что следующим этапом будет составление электронного соотношения:
Mn +7 принимает 3 e= Mn +4 ;
S -2 отдает 2e= S 0 .
Катион марганца является восстановителем, а анион серы - типичный окислитель. Поскольку наименьшим кратным между принятыми и отданными электронами будет 6, получаем коэффициенты: 2, 3.
Последним этапом будет постановка коэффициентов в исходное уравнение.
3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.
Второй образец ОВР в ЕГЭ
Как правильно составить окислительно-восстановительные реакции? Примеры с решением помогут отработать алгоритм действий.
Предлагается методом электронного баланса заполнить пропуски в реакции:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Расставляем у всех элементов степени окисления. В данном процессе окислительные свойства проявляются марганцем, входящим в состав а восстановителем должен быть фосфор, меняя свою степень окисления на положительную в фосфорной кислоте.
Согласно сделанному предположению, получаем схему реакции, затем составляем уравнение электронного баланса.
P -3 отдает 8 e и превращается в P +5 ;
Mn +7 принимает 3e, переходя в Mn +4 .
НОК будет 24, поэтому у фосфора должен присутствовать стереометрический коэффициент 3, а у марганца -8.
Ставим коэффициенты в полученный процесс, получаем:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .
Третий пример из ЕГЭ
Путем электронно-ионного баланса нужно составить реакцию, указать восстановитель и окислитель.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .
По алгоритму расставляем у каждого элемента степени окисления. Далее определяем те вещества, что пропущены в правой и левой частях процесса. Здесь дан восстановитель и окислитель, поэтому в пропущенных соединениях степени окисления не меняются. Упущенным продуктом станет вода, а исходным соединением - сульфат калия. Получаем схему реакции, для которой составим электронный баланс.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 восстановитель;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 окислитель.
Записываем коэффициенты в уравнение, суммируя атомы марганца в правой части процесса, так как он относится к процессу диспропорционирования.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 .
Заключение
Окислительно-восстановительные реакции имеют особое значение для функционирования живых организмов. Примерами ОВР являются процессы гниения, брожения, нервной деятельности, дыхания, обмена веществ.
Окисление и восстановление актуальны для металлургической и химической промышленности, благодаря таким процессам можно восстанавливать металлы из их соединений, защищать от химической коррозии, подвергать обработке.
Для составления окислительно-восстановительного процесса в органической или необходимо использовать определенный алгоритм действий. Сначала в предложенной схеме расставляют степени окисления, потом определяют те элементы, которые повысили (понизили) показатель, записывают электронный баланс.
При соблюдении последовательности действий, предложенной выше, можно без проблем справиться с заданиями, предлагаемыми в тестах.
Помимо метода электронного баланса, расстановка коэффициентов возможна также путем составления полуреакций.