Окислительно восстановительные реакции как определить степень окисления – Как определить окислительно-восстановительные реакции 🚩 как определить окислитель и восстановитель в реакции 🚩 Естественные науки

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

Так как изменение степени окисления атома может произойти только в результате присоединения или отдачи электронов, то окислительно-восстановительные реакции можно определить как реакции, в которых происходит переход электронов от одних атомов к другим.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов называется окислением. При окислении степень окисления элемента повышается.окислительно-восстановительные реакции

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электрона называется восстановлением. При восстановлении степень окисления элемента понижается.окислительно-восстановительные реакции 2 восстановление

Уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления, называются электронными уравнениями.  Окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление – окислением.

В процессе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель – восстанавливается.

Признаки окислительно-восстановительных реакций:

  • когда в ней участвуют или в результате ее образуются простые вещества – металлы и неметаллы;
  • когда в результате реакции изменяется состав ионов, входящих в состав реагирующих веществ;
  • в большинстве случаев, когда число исходных веществ не равно числу продуктов реакции.

Окислительно-восстановительные реакции подчиняются не только закону сохранения массы, но и закону сохранения электрического заряда, согласно которому число электронов, отданных в данной реакции восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Поэтому расстановку коэффициентов в уравнениях окислительно – восстановительных реакций осуществляют с таким расчетом, чтобы наступил баланс по электронам.


 

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

mplast.by

Окислительно-восстановительные реакции | СТУДЕНТОРИЙ

Смотрите также Окислительно-восстановительное равновесие

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

Стадии ОВР

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

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

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

Правила ОВР

Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.

Кислая среда

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

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

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

1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.

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

Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn2+.

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

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

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

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

3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

Сокращаем протоноы и воду.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

Щелочная среда

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

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

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

Определяем степень окисления:

Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl2) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):

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

Итоговое уравнение реакции:

Нейтральная среда

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

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

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

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

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

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

3. Суммарное уравнение электронного баланса.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K2SO4. Вода оказалась не нужна – заключаем в квадратные скобки.

Классификация ОВР

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

Количесвеннная характеристика ОВР

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E0 – электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об окислительно-восстановительном равновесии.

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

,

Например:

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

studentoriy.ru

Задания 21. Окислительно-восстановительные реакции. Изменение степени окисления.

Задание №1

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством элемента азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВО АЗОТА

А) NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2

Б) 3CuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O

В) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Г) 6Li + N2 = 2Li3N

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Ответ: 4221

Пояснение:

А) NH4HCO3 – соль, в состав которой входит катион аммония NH4+. В катионе аммония азот всегда имеет степень окисления, равную -3. В результате реакции он превращается в аммиак NH3. Водород практически всегда (кроме его соединений с металлами) имеет степень окисления, равную +1. Поэтому, чтобы молекула аммиака была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Таким образом, изменения степени окисления азота не происходит, т.е. он не проявляет окислительно-восстановительных свойств.

Б) Как уже было показано выше, азот в аммиаке NH3 имеет степень окисления -3. В результате реакции с CuO аммиак превращается в простое вещество N2. В любом простом веществе степень окисления элемента, которым оно образовано, равна нулю. Таким образом, атом азота теряет свой отрицательный заряд, а поскольку за отрицательный заряд отвечают электроны, это означает их потерю атомом азота в результате реакции. Элемент, который в результате реакции теряет часть своих электронов, называется восстановителем.

В) В результате реакции NH3 со степенью окисления азота, равной -3, превращается в оксид азота NO. Кислород практически всегда имеет степень окисления, равную -2. Поэтому для того, чтобы молекула оксида азота была электронейтральной, атом азота должен иметь степень окисления +2. Это означает, что атом азота в результате реакции изменил свою степень окисления с -3 до +2. Это говорит о потере атомом азота 5 электронов. То есть азот, как и случает Б, является восстановителем.

Г) N2 – простое вещество. Во всех простых веществах элемент, который их образует, имеет степень окисления, равную 0. В результате реакции азот превращается в нитрид лития Li3N. Единственная степень окисления щелочного металла, кроме нуля (степень окисления 0 бывает у любого элемента), равна +1. Таким образом, чтобы структурная единица Li3N была электронейтральной, азот должен иметь степень окисления, равную -3. Получается, что в результате реакции азот приобрел отрицательный заряд, что означает присоединение электронов. Азот в данной реакции окислитель.

Задание №2

Установите соответствие между схемой реакции и свойством элемента фосфора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО ФОСФОРА

А) P + Mg → Mg3P2

Б) P + KClO3 → P2O5 + KCl

В) PCl3 + Cl2 → PCl5

Г) P2O3 + KOH → K2HPO3 + H2O

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №3

Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

А) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Б) 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2

В) 4Zn + 10HNO3 → NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O

Г) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

1) 0 → −2

2) +3 → 0

3) +4 → +2

4) +5 → +4

5) +5 → +3

6) +5 → −3

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №4

Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

А) SO2 + NO2 → SO3 + NO

Б) 2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2

В) 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3

Г) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O

1) −1 → 0

2) 0 → −2

3) +4 → +2

4) +1 → 0

5) +2 → 0

6) 0 → −1

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №5

Установите соответствие между схемой реакции и коэффициентом перед окислителем в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД ОКИСЛИТЕЛЕМ

А) NH3 + O2 → N2 + H2O

Б) Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

В) C + HNO3 → NO2 + CO2 + H2O

Г) S + HNO3 →H2SO4 + NO

1) 1

2) 2

3) 3

4) 4

5) 5

6) 6

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №6

Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

А) 2NH3 + K → 2KNH2 + H2

Б) H2S + K → K2S + H2

В) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O

Г) 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O

1) −1 →0

2) 0 → −1

3) +2 → 0

4) +1 → 0

5) +4 → +2

6) 0 → −2

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №7

Установите соответствие между исходными веществами и свойством меди, которое этот элемент проявляет в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА СВОЙСТВО МЕДИ

А) Cu2O + HNO3(конц.) →

Б) CuO + NH3

В) Cu + HNO3(конц.) →

Г) CuS + HNO3(конц.) →

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №8

Установите соответствие между схемой реакции и свойством серы, которое она проявляет в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО СЕРЫ

А) S + KOH → K2SO3 + K2S + H2O

Б) S + HNO3(конц.) → H2SO4 + NO2 + H2O

В) Ag2S + O2 → Ag + SO2

Г) H2S + NaOH → NaHS + H2O

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №9

Установите соответствие между схемой реакции и свойством фосфора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО ФОСФОРА

А) H3PO3 → PH3 + H3PO4

Б) H3PO3 + Cl2 + H2O → H3PO4 + HCl

В) P2O3 + NaOH → Na2HPO3 + H2O

Г) H3PO3 + AgNO3 + H2O → Ag + H3PO4 + HNO3

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №10

Установите соответствие между схемой реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО АЗОТА

А) NH3 + O2 → NO + H2O

Б) Mg + HNO3(оч. разб.) → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

В) MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O

Г) HNO3 → O2 + H2O + NO2

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №11

Установите соответствие между схемой реакции и свойством фтора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО ФТОРА

А) HCl + F2 → HF + Cl2

Б) HF + Al → AlF3 + H2

В) SiO2 + HF → SiF4 + H2O

Г) MgCl2 + HF → MgF2 + HCl

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №12

Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления восстановителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ

А) NaIO → NaI + NaIO3

Б) HI + H2O2 → I2 + H2O

В) NaIO3 → NaI + O2

Г) NaIO4 → NaI + O2

1) I+5 → I−1

2) O−2 → O0

3) I+7 →I−1

4) I+1 → I−1

5) I+1 → I+5

6) I−1 → I0

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №13

Установите соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления восстановителя в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ

А) H2S + I2 → S + 2HI

Б) Cl2 + 2HI → I2 + 2HCl

В) 2SO3 + 2KI → I2 + SO2 + K2SO4

Г) S + 3NO2 → SO3 + 3NO

1) 0 → +6

2) 0 → −2

3) −1 → 0

4) +6 → +4

5) −2 → 0

6) +4 → +2

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №14

Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления серы в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ

А) S + O2 → SO2

Б) SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

В) C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O

Г) 2H2S + O2 → 2H2O + 2S

1) +4 → +6

2) +6 → +4

3) −2 → 0

4) 0 → +4

5) 0 → −2

6) +4 → 0

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №15

Установите соответствие между изменением степени окисления серы в реакции и формулами исходных веществ, которую в нее вступают: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ

А) S−2 → S+4

Б) S−2 → S+6

В) S+6 → S−2

Г) S−2 → S0

1) Cu2S и O2

2) H2S и Br2(р-р)

3) Mg и H2SO4(конц.)

4) H2SO3 и O2

5) PbS и HNO3(конц.)

6) C и H2SO4(конц.)

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №16

Установите соответствие между изменением степени окисления серы в реакции и формулами исходных веществ, которую в нее вступают: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ

А) S0 → S+4

Б) S+4 → S+6

В) S−2 → S0

Г) S+6 → S+4

1) Cu и H2SO4(разб.)

2) H2S и O2(недост.)

3) S и H2SO4(конц.)

4) FeS и HCl

5) SO2 и O2

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №17

Установите соответствие между свойствами азота и уравнением окислительно-восстановительной реакции, в которой он проявляет эти свойства: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СВОЙСТВА АЗОТА УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

А) только окислитель

Б) только восстановитель

В) и окислитель, и восстановитель

Г) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

1) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

2) 6Li + N2 → 2Li3N

3) 2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + CaCl2 + 2H2O

4) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №18

Установите соответствие между изменением степени окисления хлора в реакции и формулами исходных веществ, которую в нее вступают: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ФОРМУЛЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ

А) Cl0 → Cl−1

Б) Cl−1 → Cl0

В) Cl+5 → Cl−1

Г) Cl0 → Cl+5

1) KClO3 (нагревание)

2) Cl2 и NaOH(горяч. р-р)

3) KCl и H2SO4(конц.)

4) HCl и F2

5) KCl и O2

6) KClO4 и H2SO4(конц.)

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №19

Установите соответствие между формулой иона и его способностью проявлять окислительно-восстановительные свойства: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ИОНА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

А) N3−

Б) HPO32−

В) SO32−

Г) C4−

1) только окислитель

2) только восстановитель

3) и окислитель, и восстановитель

4) ни окислитель, ни восстановитель

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №20

Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

А) MnCO3 + KClO3 → MnO2 + KCl + CO2

Б) Cl2 + I2 + H2O → HCl + HIO3

В) H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O

Г) Na2SO3 + KMnO4 + KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

1) Cl0 → Cl

2) Mn+6 → Mn+4

3) Cl+5 → Cl

4) Mn+7 → Mn+6

5) Mn+2 → Mn+4

6) S+4 → S+6

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №21

Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления восстановителя в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ

А) Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2

Б) Na2SO3 → Na2S + Na2SO4

В) Cl2 + I2 + H2O → HIO3 + HCl

Г) K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 + KCl

1) –2 → 0

2) –3 → 0

3) +6 → +7

4) 0 → +5

5) +4 → +6

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №22

Установите соответствие между схемой реакции и свойством элемента кислорода, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО КИСЛОРОДА

А) SO2 + H2O2 → H2SO4

Б) KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

В) Fe(OH)2 + O2 + H2O → Fe(OH)3

Г) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №23

Установите соответствие между схемой реакции и свойством элемента серы, которое она проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО СЕРЫ

А) S + KOH(конц.) K2S + K2SO3 + H2O

Б) Cu + Н2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 + H2O

В) H2S + O2 → SO2 + H2O

Г) SO2 + Br2 + Н2O → H2SO4 + HBr

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №24

Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления окислителя в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ

А) NH3 + Mg → Mg3N2 + H2

Б) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O

В) ClO2 + H2О2 → НClО2 + О2

Г) BaSO4 + C → BaS + CO

1) 0 → –3

2) +1 → 0

3) +4 → +3

4) +6 → –2

5) +5 → +1

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №25

Установите соответствие между схемой реакции и свойством элемента хлора, которое он проявляет в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО ХЛОРА

А) Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O

Б) Cl2 + H2 → HCl

В) HClO4 + NaOH → NaClO4 + H2O

Г) NaCl + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl

1) является окислителем

2) является восстановителем

3) является и окислителем, и восстановителем

4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

Задание №26

Установите соответствие между схемой реакции и изменением степени окисления восстановителя в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ

А) Cu2O + H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 + H2O

Б) Cu + HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

В) CuO + H2 → Cu + H2O

Г) CuCl + H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 + HCl + H2O

1) 0 → +1

2) 0 → +2

3) +4 → +6

4) +5 → +2

5) +1 → +2

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Решение

scienceforyou.ru

Качественная характеристика окислительно-восстановительных реакций

Среди химических реакций, в том числе и в природе, окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространенными. К их числу относятся, например, фотосинтез, обмен веществ, биологические процессы, а также сжигание топлива, получение металлов и многие другие реакции. Окислительно-восстановительные реакции издавна успешно использовались человечеством в различных целях, но сама электронная теория окислительно-восстановительных процессов появилась совсем недавно – в начале XX века.

Для того чтобы перейти к современной теории окисления-восстановления, необходимо ввести несколько понятий – это валентность, степень окисления и строение электронных оболочек атомов. Изучая такие разделы, как Периодический закон Д.И. Менделеева, основы строения атомов элементов и химическая связь и строение молекул, мы уже сталкивались с этими понятиями. Далее, рассмотрим их подробнее.

Валентность и степень окисления

Валентность – понятие сложное, которое возникло вместе с понятием химической связи и определяется, как свойство атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента, т.е. это способность атомов образовывать химические связи в соединениях.  Первоначально валентность определяли по водороду (его валентность принимали равной 1) или кислороду (валентность равна 2). Позднее стали различать положительную и отрицательную валентность. Количественно, положительная валентность характеризуется количеством отданных атомом электронов, а отрицательная валентность – числом электронов, которые необходимо присоединить атому для реализации правила октета (т.е. завершения внешнего энергетического уровня). Позднее понятие валентности, стало сочетать в себе также и природу химических связей, возникающих между атомами в их соединении.

Как правило, высшая валентность элементов соответствует номеру группы в периодической системе. Но, как и во всех правилах, есть исключения: например, медь и золото находятся в первой группе периодической системы и их валентность должна быть равна номеру группы, т.е. 1, но в действительности же высшая валентность меди равна 2, а золота – 3.

Степень окисления иногда называют окислительным числом, электрохимической валентностью или состоянием окисления и является понятием условным. Так, при вычислении степени окисления предполагается допущение, что молекулу составляют только ионы, хотя большинство соединений вовсе не являются ионными. Количественно степень окисления атомов элемента в соединении определяется числом присоединенных к атому или смещенных от атома электронов. Таким образом, при отсутствии смещения электронов степень окисления будет нулевая, при смещении электронов в сторону данного атома – отрицательная, при смещении от данного атома – положительная.

Определяя степень окисления атомов необходимо следовать следующим правилам:

  1. В молекулах простых веществ и металлов степень окисления атомов равна 0.
  2. Водород почти во всех соединениях имеет степень окисления равную +1 (и только в гидридах активных металлов равную -1).
  3. Для атомов кислорода в его соединениях типична степень окисления -2 (исключения: OF2 и пероксиды металлов, степень окисления кислорода соответственно равна +2 и -1).
  4. Постоянную степень окисления имеют также атомы щелочных (+1) и щелочноземельных (+2) металлов, а также фтора (-1)
  5. В простых ионных соединениях, степень окисления равна по величине и знаку его электрическому заряду.
  6. Для ковалентного соединения, более электроотрицательный атом имеет степень окисления со знаком «-», а менее электроотрицательный – со знаком «+».
  7. Для комплексных соединений указывают степень окисления центрального атома.
  8. Сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.

Например, определим степень окисления Se в соединении H2SeO3

Так, степень окисления водорода равна +1, кислорода -2, а сумма всех степеней окисления равна 0, составим выражение, учитывая число атомов в соединении H2+SeхO3-2:

(+1)2+х+(-2)3=0, откуда

х=+4,

т.е. H2+Se+4O3-2

Зная какую величину имеет степень окисления элемента в соединении возможно предсказать его химические свойства и реакционную активность по отношению к другим соединениям, а также является ли данное соединение восстановителем или окислителем. Эти понятия в полной мере раскрываются в теории окисления-восстановления:

  • Окисление – это процесс потери электронов атомом, ионом или молекулой, что приводит к повышению степени окисления.

Al0 -3e = Al+3;

2O-2 -4e = O2;

2Cl -2e = Cl2

  • Восстановление – это процесс при котором атом, ион или молекула приобретают электроны, что приводит к понижению степени окисления.

Ca+2 +2e = Ca0;

2H+ +2e =H2

  • Окислители – соединения, принимающие электроны в ходе химической реакции, а восстановители – отдающие электроны соединения. Восстановители во время реакции окисляются, а окислители – восстанавливаются.
  • Сущность окислительно-восстановительных реакций – перемещение электронов (или смещение электронных пар) от одних веществ к другим, сопровождающихся изменением степеней окисления атомов или ионов. В таких реакциях один элемент не может окислиться без восстановления другого, т.к. передача электронов всегда вызывает и окисление и восстановление. Таким образом, общее число электронов, отнимаемое при окислении у одного элемента, совпадает с числом электронов, получаемых другим элементом при восстановлении.

Так, если элементы в соединениях находятся в своих высших степенях окисления, то они будут проявлять только окислительные свойства, в связи с тем, что отдавать электроны они уже больше не могут. Напротив, если элементы в соединениях находятся в своих низших степенях окисления, то они проявляют только восстановительные свойства, т.к. присоединять электроны они больше не могут. Атомы элементов в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий протекания  реакции, могут быть как окислителями, так и восстановителями. Приведем пример: сера в своей высшей степени окисления +6 в соединении H2SO4, может проявлять только окислительные свойства, в соединении H2S – сера находится в своей низшей степени окисления -2 и будет проявлять только восстановительные свойства, а в соединении H2SO3 находясь в промежуточной степени окисления +4, сера может быть как окислителем, так и восстановителем.

На основании значений степеней окисления элементов можно предсказать вероятность реакции между веществами. Понятно, что если оба элемента в своих соединениях находятся в высших или низших степенях окисления, то реакция между ними невозможна. Реакция возможна, если одно из соединений может проявлять окислительные свойства, а другое – восстановительные.  Например, в HI и H2S как йод, так и сера находятся в своих низших степенях окисления (-1 и -2) и могут быть только восстановителями, следовательно, реагировать друг с другом не будут. Зато они прекрасно будут взаимодействовать с H2SO4, для которой характерны восстановительные свойства, т.к. сера здесь находится в своей высшей степени окисления.

Важнейшие восстановители и окислители представлены в следующей таблице.

Восстановители
Нейтральные атомы Общая схема M — ne → Mn+

Все металлы, а также водород и углерод.Наиболее сильные восстановители – щелочные и щелочно-земельные металлы, а также лантаноиды и актиноиды. Слабые восстановители – благородные металлы – Au, Ag, Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh.В главных подгруппах периодической системы восстановительная способность нейтральных атомов, растет с увеличением порядкового номера.

отрицательно заряженные ионы неметаллов Общая схема Э + ne→ Эn-

Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, в связи с тем, что они могут отдавать как избыточные электроны, так и свои внешние электроны. Восстановительная способность, при одинаковом заряде, растет с увеличением радиуса атома. Например, I более сильный восстановитель, чем Br и Cl.Восстановителями также могут быть S2-, Se2-, Te2- и другие.

положительно заряженные ионы металлов низшей степени окисления Ионы металлов низшей степени окисления могут проявлять восстановительные свойства, если для них характерны состояния с более высокой степенью окисления. Например,

Sn2+-2e → Sn4+Cr2+-e → Cr3+Cu+-e → Cu2+

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления Сложные или комплексные ионы, а также молекулы могут проявлять восстановительные свойства, если входящие в их состав атомы, находятся в промежуточной степени окисления. Например,

SO32-, NO2, AsO33-, [Fe(CN)6]4-, SO2, CO, NO и другие.

Важнейшие восстановители в технике и лабораторной практике Углерод, Оксид углерода (II), Железо, Цинк, Алюминий, Олово, Сернистая кислота, Сульфит и бисульфит натрия, Сульфид натрия, Тиосульфат натрия, Водород, Электрический ток
Окислители
Нейтральные атомы Общая схема Э + ne- → Эn-

Окислителями являются атомы р – элементов. Типичные неметаллы – фтор, кислород, хлор. Самые сильные окислители – галогены и кислород. В главных подгруппах 7, 6, 5 и 4 групп сверху вниз окислительная активность атомов понижается

положительно  заряженные ионы металлов Все положительно заряженные ионы металлов в разной степени проявляют окислительные свойства. Из них наиболее сильные окислители – это ионы в высокой степени окисления, например, Sn4+, Fe3+, Cu2+. Ионы благородных металлов даже в низкой степени окисления являются сильными окислителями.
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления Типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы металла в состоянии наивысшей степени окисления. Например, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HAuCl4.
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления В основном это кислородсодержащие кислоты, а также соответствующие им оксиды и соли. Например, SO3, H2SO4, HClO, HClO3, NaOBr и другие.

В ряду  H2SO4 →  H2SeO4 → H6TeO6 окислительная активность возрастает от серной к теллуровой кислоте.

В ряду HClO — HClO2HClO3HClO4

             HBrO        —         HBrO3          —

             HIO           —         HIO3    —  HIO4, H5IO6

окислительная активность увеличивается справа налево, а усиление кислотных свойств происходит слева направо.

Важнейшие восстановители в технике и лабораторной практике Кислород, Озон, Перманганат калия, Хромовая и Двухромовая кислоты, Азотная кислота, Азотистая кислота, Серная кислота (конц), Пероксид водорода, Электрический ток, Хлорноватая кислота, Диоксид марганца, Диоксид свинца, Хлорная известь, Растворы гипохлоритов калия и натрия, Гипобромид калия, Гексацианоферрат (III) калия.

 

zadachi-po-khimii.ru

«Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса» по технологии модульного обучения

Цели:

  • изучить реакции, идущие с изменением степени
    окисления;
  • уяснить понятие степень окисления и как
    определить степень окисления элемента;
  • закрепить навыки и умения в расстановке
    коэффициентов методом электронного баланса с
    использованием математических знаний;
  • развитие коммуникативных качеств путём
    использования работы по парам и в группах.




№ УЭ

Содержание учебного
материала

Руководство к освоения

УЭ-1

УЭ-2


УЭ-3

 

 

 

 

 


УЭ-4

 

 

 

УЭ-5

 

 

 

 

 

 

 

УЭ-6

Прочитай определение
окислительно-восстановительные реакции. Запиши
в тетрадь определение ОВР. Заучи. Ответь соседу.

Цель:
научиться определять степени окисления
элементов.

Прочитай определение “степень окисления” и
уясните как определяется степень окисления
элементов.

Определи степени окисления элементов в
следующих веществах: HClO4, MnO2, HCl, NH3,
H2O2, H2S, Na2CrO4, N2O5,
PH3, NaJO2 Ответь учителю.

Цель: уяснить понятия “окислитель”,
“восстановитель”, “процесс окисления и процесс
восстановления”.

Запиши в тетрадь определения “окислитель”,
“восстановитель”, “процесс окисления и процесс
восстановления”.

Изучи таблицу “типичные окислители и типичные
восстановители”.
Самоконтроль.

Указать окислителем или восстановителем будут
данные соединения в ОВР: HClO4, MnO2, HCl, NH3,
H2O2, H2S, Na2CrO4, N2O5,
PH3, NaJO2
Самоконтроль: составь электронные
уравнения:


N+5

N+3

Mn+7
—- N+4

—- N+5

—- Mn+2
N-3

Cl

C0
—- N+5

—- Cl+7

  —- C-4

Цель: научиться подбирать
стехиометрические коэффициенты методом
электронного баланса.

Внимательно прочти материал пункта 2.1. Уясни
порядок нахождения коэффициентов в уравнении.
Сделай конспект. Материал проговори про себя и
ответь соседу.

Прослушай объяснение учителя.
Выполни задание 5.2.(а, б). Ответь учителю
Самоконтроль и взаимоконтроль: выполни
задние 5.2 (в, г, д, е)

Цель: изучить типы ОВР.

Внимательно прочти материал пунктов. Запиши в
тетрадь определения типов ОВР. Рассмотри примеры
реакций.
Ответь соседу определения типов ОВР.
Самоконтроль.

Подбери методом электронного баланса
коэффициенты в следующих схемах ОВР. Укажи, к
какому типу относится каждая из предложенных
реакций:

АgNO3 —- Ag + NO2 + O2

NH3 + O2 —- N2 + H2O

KMnO4 —- K2MnO4 + MnO2 + O2

FeS2 + O2 —- Fe2O3 + SO2

Ca3(PO4)2 + C + SiO2 —- CaSiO3 +
P

Цель: изучить ОВР с использованием дробных
степеней окисления.

Прочти материал пункта 5.1. Составь конспект.
Материал проговори про себя и ответь соседу.
Прослушай объяснение учителя.
Самоконтроль: выполни задание 5.2 (ж, з, и, к)
Ответь учителю.
Взаимоконтроль: для убежденности в
сознательности, систематичности, действенности
и прочности знаний проверьте друг друга
вопросами по теме, формулируя их самостоятельно.
Выполни тестовое задание: выбери один
правильный ответ. Все реакции приводятся схемой
без коэффициентов.

1.Обязательным условием ОВР является:

1) выделение нерастворимого продукта;

2) образование слабого электролита;

3) изменение рН раствора;

4) изменение степени окисления.

2. К ОВР относится процесс, выраженный схемой
уравнения:

1) NaOH + H2SO4 —- Na2SO4 + H2O;

2) H2SO4 —- H + HSO3-;

3) Cu Cl2 + H2O —- CuOHCl + HCl;

4) Zn + H2SO4 —- H2 + ZnSO4;

3. К ОВР не относится:

1) C6H5NO2 + H2 —- C6H5NH2
+ H2O;

2) CH3CH2OH —- CH3COH + H2;

3) CH4 + Cl2 —- CH2Cl2 + HCl;

4) HC=CH —- C6H6.

4. В реакции с HClO4 сульфит натрия
выступает:

1) восстановителем;

2) окислителем;

3) и восстановителем и окислителем;

4) и окислителем и солеобразователем.

5. Только окислителем может выступать
соединение:

1)K2S;

2) K2CrO4;

3) KOH;

4) K2O2.

6. Реакция относится к атомно-молекулярным:

1) Fe2O3 + MnO2 + C —- Fe + Mn + CO2;

2) AgNO3 —- Ag + NO2 + O2;

3) NH3 + O2 —- N2 + H2O;

4) Na + S — Na2S.

7. Одна молекула окислителя в приведенном ниже
уравнении присоединяет число электронов:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4
—- K2SO4 + I2 + Cr2(SO4)3
+ H2O

1) 3;

2) 4;

3) 5;

4) 6.

8. Число электронов, отдаваемых молекулой
восстановителя в уравнении:

CH2 = CH2 + Cl2 —- CH2Cl
– CH2Cl

1) 2;

2) 3;

3) 4;

4) 1.

9. Сумма коэффициентов левой части уравнения:

Al + HNO3 —- Al(NO3)3 + NH4NO3
+ H2O

1) 22;

2) 29;

3) 32;

4) 38.

10. Сумма коэффициентов правой части уравнения:

PH3 + KMnO4 + HCl —- H3PO4
+ MnCl2 + KCl + H2O

1) 37;

2) 35;

3) 33;

4) 31.

Подведите итог своей работы. Ответы на тестовые
задания сдайте учителю.

пункт 1.1

пункт 1.2

 

задание 3.1, 3.2, 3.3, 3.4, 3.5.

 

пункт 1.3, 1.4, 1.5, 1.6.

пункт 1.7, 1.8.

 

 

 

 

пункт 2.1.

 

 

пункт 5.2.

пункты 4.1– 4.4

 

 

 

 

 

 

 

пункт 5.1.

1. Окислительно-восстановительные реакции

1.1. Окислительно-восстановительные реакции
(ОВР)
– это реакции, протекающие с
изменением степени окисления атомов, входящих в
состав реагирующих веществ. В ОВР происходит
переход от одних атомов, молекул или ионов к
другим.

1.2. Степень окисления – условный заряд
атома в молекуле, вычисленный из предположения,
что она состоит из ионов. При расчете степени
окисления исходят из электроотрицательности
молекул: сумма всех степеней окисления атомов в
соединении равна нулю. Постоянную степень
окисления имеют: Н+1, О–2 , Ме+ по
валентности
, свободный элемент0.

Определим степени окисления элементов:


Н2СО3

+2 +4 –6 = 0
Н3РО4

+3 +5 –8 = 0

1.3. Процесс отдачи электронов атомом, молекулой
или ионом называется окислением.

Э – пе —- Э+п, где Э –
восстановитель.

1.4. Процесс присоединения электронов атомом,
молекулой или ионом называется восстановлением

Э + пе —- Э–п, где Э – окислитель.

1.5. Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны
называются восстановителями, в результате
ОВР они окисляются.

1.6. Атомы, ионы или молекулы, принимающие
электроны называются окислителями, при этом
они восстанавливаются.

1.7. Окисление всегда сопряжено с
восстановлением.

Число электронов, участвующих в процессе
окисления равно числу электронов, участвующих в
процессе восстановления.




Типичные окислители Типичные восстановители
  1. Атомы и молекулы 6–7 групп (S, O2, Cl2).
  2. Ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe3+,
    Cu2+).
  3. Ионы, молекулы, содержащие атомы металлов в
    высоких степенях окисления (KMn+7O4, K2Cr2+6O4).
  4. Ионы, молекулы, содержащие атомы неметаллов в
    высоких степенях окисления (HN+5O3, H2S+6O4,
    KCl+7O4).
  1. Атомы всех металлов.
  2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2–,
    Cl, Br).
  3. Ионы металлов в низких степенях окисления (Fe2+,
    Mn2+).
  4. H2, CO.

1.8. Окислителем или восстановителем, в
зависимости от конкретных условий могут
выступать:

а) ионы металлов и неметаллов в промежуточной
степени окисления. Например:

Fe+2 – 1e —- Fe+3, где Fe+2
восстановитель, реакция окисления;

Fe+3 + 2e —- Fe0, где Fe+2
окислитель, реакция восстановления;

S+4 – 2e —- S+6, где S+4
восстановитель, реакция окисления;

S+4 + 6e —- S–2, где S+4
окислитель, реакция восстановления.

б) элементы главных подгрупп 4 и 5 групп
периодической системы элементов.

Например:

C + O2 —- CO2;

C0 – 4e —- C+4, где C0
восстановитель, реакция окисления;

C + 2H2 —- CH4;

C0 + 4e —- C–4, где C0
окислитель, реакция восстановления.

2. Методы уравнивания
окислительно-восстановительных реакций

2.1. Подбор стехиометрических коэффициентов в
ОВР можно проводить методом электронного
баланса или методом полуреакций
. Рассмотрим
подробно метод электронного баланса на примере
реакции:

Ca3(PO4)2 + C + SiO2 —- CaSiO3
+ P + CO.

2.2. Порядок нахождения коэффициентов следующий:

а) Определяем элементы, меняющие степень
окисления – это Р и С.

б) Составляем электронные уравнения процессов
восстановления и окисления, учитывая количество
атомов восстановления или окисления в исходных
молекулах:

+5 + 10е —- 2Р0, процесс
восстановления, Р+5 – окислитель.

С0 – 2е —- С+2, процесс
окисления, С0 – восстановитель.

в) Находим наименьшее общее кратное, чтобы
уравнять количество электронов в процессах
окисления и восстановления:

г) Подставим найденные коэффициенты в
уравнение ОВР:

Ca3(PO4)2 + 5C + SiO2 —- CaSiO3
+ 2P + 5CO.

д) Подбор следующих коэффициентов осуществляем
в строгой последовательности:

  1. Уравниваем катионы, не имеющие степень
    окисления (в данном случае – Са+2).
  2. Уравниваем неметаллы, не меняющие степень
    окисления (в данном случае – Si+4).
  3. Уравниваем атомы водорода (в данном случае они
    отсутствуют).

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 —- 3CaSiO3
+ 2P + 5CO

е) правильность подбора коэффициентов
проверяем подсчитывая число атомов кислорода в
правой и левой частях уравнения.

2.3. В некоторых реакциях кислоты, выступающие
как окислитель (или восстановитель), могут
выполнять и роль среды, выступая в качестве
солеобразователя без изменения степени
окисления:

Cu + HNO3 —- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Cu + 2HNO3(окислитель) + 2HNO3(солеобразователь)
—- Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Итоговое: Cu + 4HNO3 —- Cu(NO3)2 + 2NO2
+ 2H2O

2KMnO4 + 10HCl + хHCl(солеобразователь) —-
2MnCl2 + KCl + 5Cl2 + H2O

Уравниваем катионы металла, не меняющего
степень окисления (это К+):

2KMnO4 + 10HCl + хHCl(солеобразователь) —-
2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + H2O

Из правой части уравнения следует, что 6 молекул
НСl используется для солеобразования, поэтому
всего в левой части уравнения должно быть 16
молекул НСl. Осталось уравнять водород:

2KMnO4 + 16HCl —- 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

3. Задания для самостоятельной работы

3.1. Определите степени окисления элементов в
следующих веществах и указать окислителем или
восстановителем будут они в ОВР:

HClO4, MnO2, HCl, NH3, H2O2,
H2S, Na2CrO4, N2O5, PH3,
NaJO2.

3.2. Составить электронные уравнения:


N+5

N+3

N+3
—- N+4

—- N+5

—-N+2
C0

Mn+7

As+3
—- C+4

—- Mn+2

—- As+5
S-2

Al0

Bi+5
—- S+4

—- Al+3

—- Bi+3

3.4. Определите степень окисления азота в
веществах: N2O4, (NH4)2CO3,
NO2, NH4Cl, N2H4, NH2OH,
Pb(NO2)2.

3.5. Определите степень окисления хлора в
веществах: KClO3, Cl2, NaClO, Ca(ClO)2, AlCl3.

4. Классификация
окислительно-восстановительных реакций

4.1. Реакции межмолекулярного
окисления-восстановления
– это ОВР, в которых
атом-окислитель и атом-восстановитель
принадлежат разным веществам. Уравнивание
проводим методом электронного баланса:

2HN+3O2 + H2S–2 —- 2N +2O +
S0 + 2H2O

N+3 + 1e —- N+2 2 окислитель,
восстановление

S–2 —- 2e —- S0 1 восстановитель,
окисление

KI+5O3 + 5RI + 3H2SO4 —- 3I20
+ 3K2SO4 + 3H2O

I+5 + 5e —- I0 1 окислитель,
восстановление

I–1 – 1e —- I0 5 восстановитель,
окисление

2KMn+7O4 + 5H2O2–1 + 3H2SO4
—- 2Mn +2SO4 + 5O20 + K2SO4
+ 8H2O

Mn+7 + 5e —- Mn+2 2 окислитель,
восстановление

2O–1 – 2e —- O20 5
восстановитель, окисление

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 —- 5Fe2(SO4)3
+ 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Mn+7 + 5e —- Mn+2 2 окислитель,
восстановление

Fe+2 – 1e—- Fe+3 5 восстановитель,
окисление

Наименьшее общее кратное 5 умножаем на 2, так4
как в продуктах реакции атомов железа должно
быть четное количество.

4.2. К этому же типу ОВР можно отнести и реакции межатомного
и атомно-молекулярного
окисления-восстановления:

Fe0 + S0 —- Fe+2S–2

Fe – 2e —- Fe+2 восстановитель,
окисление

S0 + 2e —- S–2 окислитель,
восстановление

HN +5O3 + Cu0 —- Cu+2(NO3)2
+ 2N+4O2 + 2H2O

Cu0 – 2e —- Cu +2 восстановитель,
окисление

N+5 + 1e —- N+4 окислитель,
восстановление

4.3. Реакции внутримолекулярного
окисления-восстановления
– это ОВР, в которых
атом-окислитель и атом-восстановитель входят в
состав одной молекулы или иона и могут быть
представлены как разными элементами, так и одним
элементом, но в разных степенях окисления:

2NaN+5O3–2 —- 2NaN+3O2 + O20

N+5 +2e —- N+3 2 окислитель,
восстановление

2O–2 – 4e —- O02 1
восстановитель, окисление

2KCl+5O3 —- 2KCl + 3O20

Cl+5 + 6e —- Cl–1 2 окислитель,
восстановление

2O–2 – 4e —- O20 3
восстановитель, окисление

(N–3H4)2Cr2+6O7
—- N20 + Cr2+3O3 + 4H2O

2N–3 – 6e —- N20 1
окислитель, восстановление

2Cr+6 + 6e —- 2Cr+3 1 восстановитель,
окисление

2Hg+2O–2 —- 2Hg0 + O20

Hg+2 + 2e —- Hg0 2 окислитель,
восстановление

2O–2 – 4e —- O20 1
восстановитель, окисление

N–3H4N+5O3 —- N2 +1O
+ 2H2O

N–3 – 4e —- N+1 1 окислитель,
восстановление

N+5 + 4e —- N+1 1 восстановитель,
окисление

N–3H4N+3O2 —- N20
+ 2H2O

N–3 – 3e —- No 1 окислитель,
восстановление

N+3 + 3e —- N0 1 восстановитель,
окисление

2Ag+N+5O3 —- 2Ag0 + 2N+4O2
+ O20

Ag+ + 1e —- Ag0 2 окислитель,
восстановление

N+5 + 1e —- N+4

2O–2 – 4e —- 2O0 4 восстановитель,
окисление

4.4. Реакция диспропорционирования – это
ОВР, в которых роль окислителя и восстановителя
выполняют атомы одного и того же элемента,
находящегося в промежуточ

urok.1sept.ru

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация ОВР

К
концу 18 века широкое распространение в химии получила кислородная теория
окисления
. Согласно этой теории окислениеэто процесс
соединения вещества с кислородом
, а восстановлениеэто
процесс отнятия у него кислорода
. Согласно данной теории в химических
реакциях, протекающих с изменением степеней окисления атомов, происходит
передача электронов от одних частиц к другим.
Такими частицами могут быть
атомы, ионы.

Окислительно-восстановительные
процессы лежат в основе многих явлений природы, в основе промышленных
производств, без них невозможна жизнедеятельность человека, животных и
растений.

Все
химические реакции можно разделить на два типа. Это реакции, которые
протекают без изменения степени окисления
, то есть степени окисления
всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих
элементов в молекулах продуктов реакции
. Так, в реакции серной кислоты с
гидроксидом калия степени окисления элементов в исходных веществах равны
степеням окисления этих элементов в продуктах реакции.

Реакции, которые идут с изменением степеней
окисления элементов являются
окислительно-восстановительными.
То есть, степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных
веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов
реакции
.

Так,
в реакции магния с кислородом магний и кислород изменяют свои степени
окисления: магний с нуля до плюс двух, а кислород с нуля до минус двух.

Изменение
степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций обусловлено
полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам
другого элемента. В данной реакции каждый атом магния отдаёт два электрона и
эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле
кислорода присоединяет два электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет
четыре электрона.

Окислительно-восстановительными
являются реакции железа с хлором, потому что железо изменяет свою
степень окисления с нуля до плюс трёх, а хлор – с нуля до минус единицы.

Окислительно-восстановительной
является и реакция алюминия с йодом, здесь алюминий изменяет свою степень
окисления с нуля до плюс трёх, а йод – с нуля до минус единицы.

Рассмотрим
реакцию взаимодействия перманганата калия с соляной кислотой.

В
этой реакции атомы хлора, которые в молекуле аш-хлор имеют степень окисления
минус один, отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы
хлора. А атом марганца, который в перманганате калия имеет степень окисления
плюс семь, присоединяет пять электронов и превращается в атом марганца со
степенью окисления плюс два.

Таким
образом, любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой
совокупность процессов отдачи и присоединения электронов
.

Процесс
отдачи электронов

называется окислением. В результате процесса окисления степень
окисления элемента повышается
.

Процесс
присоединения электронов
называется восстановлением. В результате
процесса восстановления степень окисления понижается
.

Таким
образом, атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны,
называются восстановителями. Частицы, которые присоединяют
электроны
, называются окислителями.

Поэтому,
в рассмотренных реакциях восстановителями являются магний и соляная кислота, а
окислителями – кислород и перманганат калия. Восстановитель
участвует в процессе окисления, то есть окисляется, а окислитель
участвует в процессе восстановления, то есть восстанавливается
.

Какие
же вещества могут быть окислителями, а какие восстановителями? Если в состав
вещества входит элемент с высшей степенью окисления, то он может только понижать
степень окисления
, то есть участвовать в процессе восстановления и
это вещество может быть только окислителем.

Только
окислителем может быть: перманганат калия, так как марганец здесь в высшей
степени окисления – плюс семь. Если в состав вещества входит элемент с низшей
степенью окисления, то он может только повышать её, то есть участвовать в
процессе окисления, и это вещество может выступать только в роли
восстановителя.

Так,
в аммиаке степень окисления азота минус три, а это для него низшая степень
окисления.

Если
в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, то
он может повышать и понижать её, то есть может участвовать в процессах и
окисления, и восстановления
. Это вещество в данном случае может быть и
окислителем, и восстановителем.

Так,
в сульфите натрия степень окисления серы плюс четыре, а это промежуточная степень
окисления. Будет сульфит натрия окислителем или восстановителем зависит от
другого участника реакции.

Так,
в реакции с перманганатом калия сульфит натрия является восстановителем, так
как сера повышает свою степень окисления до плюс шести, а в реакции с
сероводородом, сера понижает свою степень окисления и выступает в роли
окислителя.

Следовательно,
важнейшими окислителями являются простые вещества-неметаллы с
наибольшими значениями электроотрицательности: фтор, кислород.

К
важнейшим окислителям относятся также сложные вещества, которые содержат
элементы в высшей степени окисления: перманганат калия, бихромат калия, азотная
кислота и её соли, концентрированная серная кислота, оксид свинца четыре, хлорная
кислота и её соли.

Окислительные
свойства кислорода в пероксидах нашли своё применение при отбеливании тканей,
бумаги. В присутствии перекисли водорода сульфид свинца два переходит в сульфат
свинца два, эта реакция используется при реставрации картин.

Важнейшими
восстановителями

являются простые вещества-металлы, например, щелочные и щелочноземельные
металлы, магний, алюминий, цинк. К важнейшим восстановителям относятся также сложные
вещества
, которые содержат элементы в низшей степени окисления, как метан, силан,
аммиак, фосфин, нитриды и фосфиды металлов, сероводород и сульфиды металлов, бромоводород,
хлороводород, йодоводород и галогениды металлов, а также гидриды металлов.

Среди
веществ, содержащих элементы в промежуточной степени окисления, есть вещества,
для которых характерны или окислительные, или восстановительные свойства.

Так,
окислителями обычно являются хлор, бром, хлорноватистая кислота и её
соли, хлораты, оксид марганца четыре, соли трёхвалентного железа.

А
в роли восстановителей чаще всего выступают водород, углерод, оксид углерода
два, сульфиты металлов, соли двухвалентного железа.

Различают
три типа окислительно-восстановительных реакций

Это
межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в которых окислитель
и восстановитель входит в состав различных веществ
. Например, в реакции
хлорида железа три с йодидом калия окислитель и восстановитель входит в состав
различных веществ. Железо – окислитель входит в состав хлорида железа три, а
йод – восстановитель, входит в состав йодида калия.

К
внутримолекулярным окислительно-восстановительным реакциям относятся
реакции, в которых окислитель и восстановитель входит в состав одного вещества.
К этому типу реакций относится большинство реакций разложения. Так, в реакции
разложения бихромата аммония элемент-окислитель и элемент-восстановитель
находится в одном веществе. Так, азот является восстановителем в составе
бихромата аммония, а хром является окислителем, также в составе бихромата
аммония.

К
реакциям самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования,
относятся реакции, в которых один и тот же элемент и окисляется, и
восстанавливается. Так, в реакции оксида азота пять с водой азот и повышает
свою степень окисления до плюс пяти и понижает до плюс трёх, то есть он и окисляется,
и восстанавливается.

Для
того чтобы составить уравнения окислительно-восстановительных реакций
необходимо соблюдать следующую последовательность:

·       
Записать
схему химической реакции;

·       
Расставить
степени окисления атомов элементов; выделить элементы, которые изменили свои
степени окисления, определить окислитель и восстановитель;

·       
Определить
число отданных и принятых электронов, составить электронный баланс;

·       
Подобрать
коэффициэнты в уравнении реакции.

Расставим
коэффициенты в уравнении реакции сероводорода с кислородом. Сначала записываем
схему химической реакции.

Расставляем
степени окисления, выделяем элементы, которые изменили степени окисления, у нас
– это сера и кислород.

Затем
определяем число электронов, приобретенных атомами кислорода и отданных атомами
серы. Так сера отдает шесть электронов, а кислород принимает четыре электрона.
Следовательно, сера – восстановитель, а кислород – окислитель.

Для
того чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, находим наименьшее
кратное этих чисел, то есть это 12, 12 делим на 6 будет 2, 12 делим на 4 будет
3. Результаты деления и будут коэффициенты в уравнении реакции. Переносим эти
коэффициэнты в левую часть схемы химической реакции, а число атомов водорода,
которые не участвовали в окислительно-восстановительном процессе, уравниваем подбором.
Теперь вместо стрелки можно поставить знак равенства между исходными веществами
и продуктами реакции.

В
реакциях металлов

с некоторыми кислотами коэффициэнты расставляются иначе. Запишем схему
химической реакции магния с разбавленной азотной кислотой.

Расставляем
степени окисления элементов, магний и азот изменили свои степени окисления.
Определяем число отданных и присоединённых электронов. Так, азот присоединяет
пять электронов, а магний отдаёт два электрона. Азот – окислитель, а магний –
восстановитель.

Находим
наименьшее общее кратно – десять. 10 делим на 5 будет 2, десять делим на 2
будет 5. Переносим полученные коэффициэнты в схему реакции. На связывание пяти
моль ионов магния необходимо 10 моль нитрат-ионов, то есть дополнительно 10 моль
азотной кислоты, кроме тех двух молей, которые пошли на окисление магния.
Следовательно, в левой части уравнения перед формулой азотной кислоты нужно
поставить коэффициэнт 12. Остаётся подсчитать число атомов кислорода до
реакции, оно равно 36, значит перед формулой воды нужно поставить коэффициэнт
шесть, потому что в нитрате магния 30 атомов кислорода.

В
некоторых окислительно-восстановительных реакциях более двух элементов
изменяют свои степени окисления. В реакции сульфида фосфора три с азотной
кислотой фосфор, сера и азот изменяют свои степени окисления. Фосфор отдаёт 4
электрона, сера – 18, а азот принимает 1 электрон.

Таким
образом, фосфор и сера являются восстановителями, а азот – окислителем.
Следовательно, складываем число электронов, отданных восстановителями,
получается 22 электрона. Для того чтобы сбалансировать число электронов,
находим наименьшее общее кратное – 22. Делим 22 на 22 получаем 1, 22 делим на 1
получаем 22. Переносим полученные коэффициэнты в схему химической реакции.

Уравниваем число
атомов фосфора и серы до и после реакции, в последнюю очередь считаем число
атомов кислорода. До реакции 66 атомов кислорода, значит, перед формулой воды
следует поставить коэффициент 8.

Изменяя пэ-аш
среды можно изменить продукт реакции. Так, в кислой среде перманганат калия
восстанавливается до марганца со степенью окисления плюс два, в нейтральной среде
– до оксида марганца четыре (пауза), а в щелочной – до марганат-иона.

Для органических
реакций коэффициэнты расставляются аналогично. Запишем схему реакции окисления
этилена до этиленгликоля.

Определяем
степени окисления атомов элементов, учитывая, что электроотрицательность атома
углерода больше чем атома водорода, но меньше, чем кислорода. Так, в этилене
степень окисления углерода минус два, а в этиленгликоле минус один, марганец
также меняет свою степень окисления с плюс семи до плюс четырёх. Углерод отдаёт
два электрона, а марганец принимает 3 электрона.

Следовательно,
углерод – восстановитель, а марганец – окислитель. Находим наименьшее кратное –
шесть. 6 делим на 2 будет 3, шесть делим на 3 будет 2. Полученные коэффициэнты
переносим в схему реакции. Считаем атомы кислорода в продуктах реакции – 12.
Следовательно, перед формулой воды следует поставить коэффициэнт 4.

Этот метод
уравнивания окислительно-восстановительных реакций называется методом
электронного баланса
.

В органической
химии кроме этого метода удобно использовать метод макроподстановки.
Разберём этот метод на примере предыдущей реакции.

Выделим общий
фрагмент в молекулярной формуле исходного органического вещества и продукта. В
нашем случае это фрагмент цэ-два-аш-четыре, который мы обозначим за икс.

Перепишем
исходную схему реакции в упрощённом виде, а затем расставляем степени
окисления. Икс изменяет свою степень окисления и марганец. Икс отдаёт 2
электрона и повышает свою степень окисления до плюс двух, а марганец принимает
3 электрона и понижает степень окисления до плюс четырёх.

Находим также
наименьшее общее кратное, которое делим на число отданных и принятых электронов
и получаем соответствующие коэффициэнты, которые переносим в схему реакции.

В последнюю
очередь уравниваем кислород. Полученные таким образом коэффициэнты можно
перенести в исходное уравнение реакции.

Окислительно-восстановительные
реакции

являются самыми распространёнными в природе и на производстве. В природе – это
дыхание и обмен веществ во всех живых организмах, фотосинтез, брожение,
гниение. В промышленности их применяют при получении металлов, аммиака, кислот,
при изготовлении фотографий. В повседневной жизни мы также встречаемся с
окислительно-восстановительными процессами: ржавление железа, горение
природного газа, потемнение серебряных изделий.

videouroki.net

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск