Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции

Составитель:

Хубулов Алан Борисович

Владикавказ

2015

Цели урока:

Обучающие:

• расширить и углубить знания учащихся об окислительно-восстановительных уравнениях;

• рассмотреть окислительно-восстановительные свойства различных классов химических соединений;

• показать влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций.

Развивающие:

• развивать навыки составления окислительно-восстановительных уравнений методом электронного баланса;

• развивать навыки по определению условий проведения химических реакций;

• развивать навыки по определению типов химических реакций;

• развивать информационно-познавательную компетентность учащихся;

• развивать у учащихся химическую речь, способность аргументировано отвечать на вопросы;

• формировать интеллектуальные умения: мыслить, сравнивать, анализировать, выделять главное, обобщать.

Воспитывающие:

• воспитывать культуру речи;

• воспитывать коллективизм, самостоятельность;

• способствовать сотрудничеству учащихся друг с другом;

• способствовать сотрудничеству учителя с учащимися.

План урока

№	Содержание этапа	Дидактическая задача	Время	Деятельность учителя	Деятельность учащихся
1	Организационный момент	Организация начала занятия	2 мин	Приветствие, организация внимания учащихся	Приветствие учителя
2	Актуализация опорных знаний, восприятие и осмысление новой информации	Формирование у учащихся конкретных представлений об изучаемых понятиях Вычленение в изучаемых объектах существенных признаков и свойств, фиксация на них внимания учащихся	30	Формирование совместно с учащимися темы и цели изучаемого материала Мотивация учащихся к её усвоению Организация процесса восприятия, осознания и осмысления нового учебного материала	Формирование темы и цели урока Выполняют опыты, афишируют результаты
3	Закрепление	Формирование у учащихся умений самостоятельно применять знания в нестандартных, измененных ситуациях Закрепление в памяти учащихся знаний и умений	46 мин	Создание условий способствующих творческой самореализации учащихся в познавательной деятельности	Выполнение заданий разной степени сложности Тестовый контроль Самоконтроль
4	Подведение итогов	Оценка работы класса и отдельных учащихся	2 мин	Общий анализ урока и оценивание	Самоанализ достигнутого, самооценка

Ход урока

1. Организационный момент.

Учитель. Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.

- Какая же польза для каждого из нас от этого урока?

• Расширить, систематизировать свои знания об об окислительно-восстановительных уравнениях;

• Возможность совершенствовать навыки решения задач по химии.

2. Актуализация опорных знаний, восприятие и осмысление новой информации.

В ходе беседы формулируется тема урока. Обращаю внимание на необходимость установления связи между строением, свойствами и применением.

Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например,

NaOH + HCl = NaCl + H₂O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.

Zn⁰ + HCl^- = H₂⁰ + Zn²⁺Cl₂ – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

Zn⁰ - 2e  Zn²⁺ 1 восстановитель, окисление

2H⁺ + 2e  H₂⁰ 1 окислитель, восстановление

Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окисление ― это процесс отдачи электрона. Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, называется восстановителем.

Восстановление ― это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления».

Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна, т.е. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Степень окис­ления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.

В простых веществах (О₂, Н₂, N₂) степень окисления эле­мента всегда равна нулю, так как в этих соединениях электронная плотность равномерно распределена между атомами в молекуле и не наблюдается одностороннего оттягивания электронных пар, участвующих в образовании химических связей. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисле­ния элемента соответствует числу оттянутых от атома связываю­щих электронных пар, а величина отрицательной степени окисле­ния ― числом притянутых электронных пар.

В соединениях некоторые элементы проявляют всегда посто­янную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. В каждом конкретном случае степень окисления рассчитывается по формуле соединения.

Для определения степени окисления элементов в химических соедине­ниях следует руководствоваться следующими положениями:

1. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления 1+, а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она рав­на 1-. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления 2-, к исключениям относятся пероксидные соединения, степень окисления кислорода в которых равна 1-, и фторид кислорода OF₂, в котором она равна 2+.

2. Так как молекула электронейтральна, то алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов с учетом состава мо­лекулы равна нулю.

Принимая во внимание это положение, легко определить степень окисления элементов в соединении. Для этого надо знать формулу соединения и степени окисления других эле­ментов, входящих в состав этого соединения.

Например, необходимо вычислить степень окисления серы в серной кислоте:

Н₂SO₄ (1+)·2 + X + (2-)·4 =0 X=6+

Находим, что степень окисления серы равна 6+.

3. Степень окисления элементов в молекулах простых веществ О₂, Сl₂ и т.п. равна нулю.

4. Степень окисления металлов в атомарном состоянии согласно рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное
распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Zn и т.п.).

5. Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предска­зания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Составление уравнений ОВР

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций обычно используют два метода:

1) метод электронного баланса,

2) электронно-ионный метод.

При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.

На данном уроке мы остановимся на рассмотрении метода электронного баланса.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и полу­чающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения.

При составлении уравнения окисли­тельно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следую­щую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb₂S₅ и HNO₃.

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb₂S₅ + HNO₃ = H₃SbO₄+NO+H₂SO₄ .

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

Sb₂S^2-₅ + HN⁵⁺O₃ = H₃SbO₄+N²⁺O+H₂S⁶⁺O₄ .

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S^2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S^2- является восстанови­телем. А степень окисления атомов азота N⁵⁺ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N⁵⁺ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N⁵⁺ + 3e N^{2+ │} 40 окислитель, процесс восстановления

S^2- - 40e  S⁶⁺ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + NO + H₂SO₄ .

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффици­енты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ = 6 H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реак­ции составлено правильно.

Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:

3 Sb₂S₅ + 40 HNO₃ + 4 Н₂О = H₃SbO₄ + 40 NO + 15 H₂SO₄ .

3	5S2- - 40ē = 5S6+	восстановитель (окисление)
40	N5+ + 3ē = N2+	окислитель (восстановление)

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы допол­нительные пояснения.

1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и чис­ло электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наиболь­ший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции

HCl⁷⁺O₄ + 4S⁴⁺O₂ + 4H₂O = 4H₂S⁶⁺O₄ + HCl^1-

основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.

Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции

2Fe³⁺Cl₃ + 2HJ^1- = J₂⁰ + 2Fe²⁺Cl₂ + 2HCl

основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.

2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование).
Например, в реакции

Cu + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu⁰ требуется для окисления 2 моле­кулы окислителя HNO₃; кроме того, на образование нитрата меди - трех молекул - требуется еще 6 молекул HNO₃ для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO₃. И оконча­тельно уравнение примет вид:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,

3As³⁺₂S^2-₃ + 28HN⁵⁺O₃ + 4H₂O  6H₃As⁵⁺O₄ + 9H₂S⁶⁺O₄ + 28N²⁺O

2As³⁺ - 4e  2As⁵⁺ -28e 3

3S^2- - 24  3S⁶⁺

N⁵⁺ + 3e  N²⁺ +3e 28

4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например,

3HN³⁺O₂  HN⁵⁺O₃ + 2 N²⁺O + H₂O

N³⁺ + e  N²⁺ 2

N³⁺ - 2e  N⁵⁺ 1

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

4N^3-H₃ + 3O⁰₂  2N⁰₂ + 6H₂O^2-

2N^3- - 6e  N⁰₂ 2 восстановитель

O⁰₂ + 4e  2O^2- 3 окислитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона.

Например, разложение хлората калия

2KCl⁵⁺O^2-₃  2KCl^- + 3O⁰₂

Cl⁵⁺ + 6e  Cl^- 2 окислитель

2O^2- -4e  O⁰₂ 3 восстановитель

Реакции диспропорционирования (самоокисление– самовосстановление) - это реакции, в которых функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например:

4KCl⁵⁺O₃  3 KCl⁷⁺O₄ + KCl^-

Cl⁵⁺ - 2e  Cl⁷⁺ 6 3 восстановитель

Cl⁵⁺ +6e  Cl^- 2 1 окислитель

Реакции конмутации – реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента. Например:

N^3-H₄N⁵⁺O₃ = N₂¹⁺O + 2H₂O

Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в различных средах.

а) Кислая среда:

2KMn⁷⁺O₄ + 5K₂S⁴⁺O₃ + 3H₂SO₄  2Mn²⁺SO₄ + 6K₂S⁶⁺O₄ + 3H₂O

Mn⁷⁺ + 5e  Mn²⁺ 2

S⁴⁺ - 2e  S⁶⁺ 5

б) Нейтральная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + 3K₂S⁴⁺O₃ + H₂O  2Mn⁴⁺O₂ + 3K₂S⁶⁺O₄ + 2KOH

Mn⁷⁺ + 3e  Mn⁴⁺ 2

S⁴⁺ - 2e  S⁶⁺ 3

в) Щелочная среда:

2KMn⁷⁺O₄ + K₂S⁴⁺O₃ + 2KOH  K₂Mn⁶⁺O₄ + 2K₂S⁶⁺O₄ +H₂O

Mn⁷⁺ + e  Mn⁶⁺ 2

S⁴⁺ - 2e  S⁶⁺ 1

Схематически это можно представить следующим образом:

Окисленная Восстановленная форма

Форма

Mn²⁺ - бесцветный

Mn⁷⁺  MnО₂ - бурый осадок

MnО₄^2- - зеленый

3. Закрепление материала

Решаем приведенные ниже окислительно-восстановительные реакции у доски.

Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.

1. K₂MnO₄ + H₂O = KMnO₄ +MnO₂ +KOH

2. PbS + H₂O₂ = PbSO₄ + H₂O

3. NaBrO₃ +NaBr + H₂SO₄ = Br₂ + Na₂SO₄ + H₂O

4. CuI +H₂SO₄ +KMnO₄ = CuSO₄ + I₂ +MnSO₄ +K₂SO₄ +H₂O

5. CaH₂+ H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

6. Na₃Cr(OH)₆ + NaOH +PbO₂ = Na₂CrO₄ +H₂O + Na₂ Pb(OH)₄

7. Cr(NO₃)₃ = Cr₂O₃ + NO₂ + O₂

8. Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH = K₂FeO₄ + KNO₂ +H₂O

9. Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + O₂ = Na₂CrO₄ + CO₂

10. Na₂SO₃ = Na₂S + Na₂SO₄

11. Cr₂O₃ + NaNO₃ + NaOH = Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O

12. K₂Cr₂O₇ +H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O

13. Br₂ + SO₂ + H₂O = HBr + H₂SO₄

14. H₂S + H₂SO₃ = S + H₂O

15. KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O = MnO₂ + NaNO₃ + KOH

16. NaBr + NaBrO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Br₂ + H₂O

17. As + Cl₂ + H₂O = H₃AsO₄ + HCl

18. K₂Cr₂O₇ + HBr = Br₂ + CrBr₃ + KBr + H₂O

19. KClO₃ + HCl = KCl + Cl₂ + H₂O

20. FeCl₂ + KClO₃ + HCl = FeCl₃ + KCl + H₂O

21. Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

22. Mg + HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

23. KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O

24. Zn + H₂SO₄ = H₂S + ZnSO₄ + H₂O

25. KMnO₄ + H₃PO₃ + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. Подведение итогов.

Вывод по уроку делает учитель. Сегодня мы расширили, и систематизировали свои знания об окислительно-восстановительных реакциях. Теперь вы умеете определять окислитель и восстановитель в уравнениях реакций, классифицировать окислительно-восстановительные реакций, умеете составлять уравнения ОВР методам электронного баланса. Данный урок дает вам возможность совершенствовать навыки решения задач по химии.

ЛИТЕРАТУРА

1. Глинка Н.Л. Общая химия. / Н.Л. Глинка. М.: Химия, 1985. 740 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия./ Н.С.Ахметов. М.: Высшая школа, 1988. 446 с.

3. Степин Б.Д. Неорганическая химия. / Б.Д. Степин, А.А. Цветков. М.: Высшая школа, 1994. 608 с.

4. Потапова С.А. Окислительно-восстановительные реакции: – учеб. пособие по химии для слушателей фак-та довузовской подготовки. Саратов: изд-во СГТУ, 1997. 23 с.

15