Тип уроку.Набуття нових знань.

Завдання уроку.Навчальні.Ознайомити учнів із новою класифікацією хімічних реакцій за ознакою зміни ступенів окислення елементів – з окислювально-відновними реакціями (ОВР); навчити учнів розставляти коефіцієнти шляхом електронного балансу.

Розвиваючі.Продовжити розвиток логічного мислення, умінь аналізувати та порівнювати, формування інтересу до предмета

Виховні.Формувати науковий світогляд учнів; удосконалювати трудові навички.

Методи та методичні прийоми.Розповідь, бесіда, демонстрація засобів наочності, самостійна роботаучнів.

Обладнання та реактиви.Репродукція із зображенням Колосса Родоського, алгоритм розміщення коефіцієнтів за методом електронного балансу, таблиця типових окислювачів та відновників, кросворд; Fе (цвях), розчини NaаОН, СуSО 4 .

ХІД УРОКУ

Вступна частина

(мотивація та цілепокладання)

Вчитель. У ІІІ ст. до н.е. на острові Родос було збудовано пам'ятник у вигляді величезної статуї Геліоса (у греків – бог Сонця). Грандіозний задум і досконалість виконання Колосса Родоського – одного з чудес світу – вражали всіх, хто його бачив.

Ми не знаємо точно, як виглядала статуя, але відомо, що вона була зроблена з бронзи і досягала заввишки близько 33 м. Статуя була створена скульптором Харетом, на її будівництво пішло 12 років.

Бронзова оболонка кріпилася до металевого каркасу. Порожню статую почали будувати знизу і, у міру того, як вона росла, заповнювали камінням, щоб зробити її стійкішою. Приблизно через 50 років після завершення будівництва Колос впав. Під час землетрусу він переломився на рівні колін.

Вчені вважають, що справжньою причиною недовговічності цього дива стала корозія металу. На основі процесу корозії лежать окислювально-відновні реакції.

Сьогодні на уроці ви познайомитеся з окислювально-відновними реакціями; дізнаєтеся про поняття «відновник» та «окислювач», про процеси відновлення та окислення; навчитеся розставляти коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій. Запишіть у своїх робочих зошитах число, тему уроку.

Вивчення нового матеріалу

Вчитель робить два демонстраційних досвіду: взаємодія сульфату міді(II) з лугом і взаємодія цієї солі з залізом.

Вчитель. Запишіть молекулярні рівняння виконаних реакцій. У кожному рівнянні розставте ступені окислення елементів у формулах вихідних речовин та продуктів реакції.

Учень записує на дошці рівняння реакцій та розставляє ступені окислення:

Вчитель. Чи змінилися ступені окислення елементів у цих реакціях?

Учень. У першому рівнянні ступеня окислення елементів не змінилися, а у другому змінилися – у міді та заліза.

Вчитель. Друга реакція відноситься до окислювально-відновних. Спробуйте дати визначення окисно-відновних реакцій.

Учень. Реакції, в результаті яких змінюються ступеня окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин та продуктів реакції, називають окислювально-відновними реакціями.

Учні записують у зошит під диктовку вчителя визначення окислювально-відновних реакцій.

Вчитель. Що ж сталося внаслідок окисно-відновної реакції? До реакції у заліза була ступінь окислення 0, після реакції стала +2. Як бачимо, ступінь окислення підвищилася, отже, залізо віддає 2 електрони.

У міді до реакції ступінь окиснення +2, після реакції – 0. Як бачимо, ступінь окиснення знизився. Отже, мідь приймає 2 електрони.

Залізо віддає електрони, воно є відновником, а процес передачі електронів називається окисленням.

Мідь приймає електрони, вона окислювач, а процес приєднання електронів називається відновленням.

Запишемо схеми цих процесів:

Отже, дайте визначення понять «відновник» та «окислювач».

Учень. Атоми, молекули чи іони, які віддають електрони, називають відновниками.

Атоми, молекули чи іони, які приєднують електрони, називають окислювачами.

Вчитель. Яке визначення можна дати процесам відновлення та окислення?

Учень. Відновленням називають процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.

Окисленням називають процес передачі електронів атомом, молекулою чи іоном.

Учні записують під диктовку визначення у зошит та виконують малюнок.

Запам'ятайте!

Віддати електрони – окислитись.

Взяти електрони – відновитись.

Вчитель. Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки відновлення завжди пов'язане з окисленням. Число електронів, що віддаються відновником, дорівнює числу електронів, що приєднуються окислювачем.

Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окислювально-відновних реакцій використовують два методи - електронного балансу та електронно-іонного балансу (метод напівреакцій).

Ми розглянемо лише метод електронного балансу. Для цього використовуємо алгоритм розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу (оформлений на аркуші ватману).

П р і м е р. Розставте коефіцієнти в даній схемі реакції методом електронного балансу, визначте окислювач та відновник, вкажіть процеси окислення та відновлення:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO2.

Скористаємося алгоритмом розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу.

3. Випишемо елементи, що змінюють ступеня окиснення:

4. Складемо електронні рівняння, визначаючи кількість відданих та прийнятих електронів:

5. Число відданих та прийнятих електронів має бути однаково, т.к. не заряджені вихідні речовини, ні продукти реакції. Зрівнюємо кількість відданих та прийнятих електронів, підібравши найменше загальне кратне (НОК) та додаткові множники:

6. Отримані множники є коефіцієнтами. Перенесемо коефіцієнти у схему реакції:

Fе 2 Про 3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.

Речовини, що є окислювачами чи відновниками у багатьох реакціях, називаються типовими.

Вивішується таблиця, виконана на аркуші ватману.

Вчитель. Окисно-відновні реакції дуже поширені. З ними пов'язані як процеси корозії, а й бродіння, гниття, фотосинтез, процеси обміну речовин, які у живому організмі. Їх можна спостерігати під час згоряння палива. Окисно-відновні процеси супроводжують круговороти речовин у природі.

Чи знаєте ви, що в атмосфері щодня утворюється приблизно 2 млн. т азотної кислоти, або
700 млн т на рік, і у вигляді слабкого розчину випадають на землю з дощами (людина виробляє азотну кислоту лише 30 млн т на рік).

Що ж відбувається у атмосфері?

Повітря містить 78% за обсягом азоту, 21% кисню та 1% інших газів. Під дією грозових розрядів, а на Землі щомиті спалахують у середньому 100 блискавок, відбувається взаємодія молекул азоту з молекулами кисню з утворенням оксиду азоту(II):

Оксид азоту(II) легко окислюється атмосферним киснем у оксид азоту(IV):

NO + O 2 NO 2 .

Оксид азоту(IV), що утворився, взаємодіє з атмосферною вологою в присутності кисню, перетворюючись на азотну кислоту:

NO 2 + Н 2 Про + O 2 HNO 3 .

Всі ці реакції - окисно-відновні.

Завдання . Розставте у наведених схемах реакцій коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач, відновник, процеси окислення та відновлення.

Рішення

1. Визначимо ступеня окиснення елементів:

2. Підкреслимо символи елементів, ступеня окиснення яких змінюються:

3. Випишемо елементи, що змінили ступеня окиснення:

4. Складемо електронні рівняння (визначимо кількість відданих та прийнятих електронів):

5. Число відданих та прийнятих електронів однаково.

6. Перенесемо коефіцієнти з електронних схем до схеми реакції:

Далі учням пропонується самостійно розставити коефіцієнти методом електронного балансу, визначити окислювач, відновник, вказати процеси окислення та відновлення в інших процесах, що відбуваються в природі.

Два інших рівняння реакцій (з коефіцієнтами) мають вигляд:

Перевірку правильності виконання завдань проводять за допомогою кодоскопу.

Заключна частина

Вчитель пропонує учням розгадати кросворд з вивченого матеріалу. Результат роботи здається на перевірку.

Розгадавши кросворд, Ви дізнаєтеся, що речовини КМnО 4 , К 2 Сr 2 O 7 , О 3 - Сильні ... (По вертикалі (2)).

По горизонталі:

1. Який процес відбиває схема:

3. Реакція

N 2 (р.) + 3Н 2 (р.) 2NН 3 (р.) + Q

є окисно-відновною, оборотною, гомогенною, … .

4. … вуглецю (II) – типовий відновник.

5. Який процес відбиває схема:

6. Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій використовують метод електронного ….

7. Згідно зі схемою алюміній віддав… електрона.

8. У реакції:

Н 2 + Сl 2 = 2НCl

водень Н 2 – … .

9. Реакції якого типу завжди лише окислювально-відновні?

10. Ступінь окислення у найпростіших речовин – … .

11. У реакції:

відновник – … .

Завдання додому. За підручником О.С.Габрієляна «Хімія-8» § 43, с. 178-179, упр. 1, 7 письмово.

Задача (на будинок). Конструктори перших космічних кораблів та підводних човнів зіткнулися з проблемою: як підтримати постійний склад повітря на судні та космічних станціях? Позбутися надлишку вуглекислого газу і поповнити запас кисню? Рішення було знайдено.

Надпероксид калію KO 2 в результаті взаємодії з вуглекислим газом утворює кисень:

Як бачите, це окисно-відновна реакція. Кисень у цій реакції є і окислювачем, і відновником.

У космічній експедиції на рахунку кожен грам вантажу. Розрахуйте запас надпероксиду калію, який необхідно взяти у космічний політ, якщо політ розрахований на 10 днів і якщо екіпаж складається із двох осіб. Відомо, що людина за добу видихає 1 кг вуглекислого газу.

(Відповідь. 64,5 кг KO 2 . )

Зада ння (підвищений рівень складності). Запишіть рівняння окислювально-відновних реакцій, які могли призвести до руйнування Колосса Родоського. Майте на увазі, що ця гігантська статуя стояла в портовому місті на острові в Егейському морі, біля берегів сучасної Туреччини, де вологе середземноморське повітря насичене солями. Вона була зроблена з бронзи (сплав міді та олова) та змонтована на залізному каркасі.

Література

Габрієлян О.С. Хімія-8. М: Дрофа, 2002;
Габрієлян О.С., Воскобойнікова Н.П., Яшукова А.В.Настільна книга вчителя. 8 клас. М: Дрофа, 2002;
Кокс Р., Морріс Н. Сім чудес світу. Стародавній світ, середні віки, наш час. М: БММ АТ, 1997;
Мала дитяча енциклопедія. Хімія. М: Російське енциклопедичне товариство, 2001; Енциклопедія для дітей "Аванта +". Хімія. Т. 17. М: Аванта +, 2001;
Хомченко Г.П., Севастьянова К.І.Окисно-відновні реакції. М.: Просвітництво, 1989.

Розділ 10

Окисно-відновні реакції.

Окисно-відновні реакції – це реакції, що протікають зі зміною ступенів окислення атомів елементів, що входять до складу молекул реагуючих речовин:

2Mg + O 2  2MgO,

2KClO 3 2KCl + 3O 2 .

Нагадаємо, що ступінь окислення – це умовний заряд атома в молекулі, що виникає з припущення, що електрони не зміщені, а повністю віддані атому більш негативного елемента.

Найбільш електронегативні елементи у поєднанні мають негативні ступені окислення, а атоми елементів із меншою електронегативністю – позитивні.

Ступінь окиснення – формальне поняття; у ряді випадків значення ступеня окиснення елемента не збігається з його валентністю.

Для знаходження ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин, слід мати на увазі такі правила:

1. Ступінь окислення атомів елементів у молекулах простих речовин дорівнює нулю.

Наприклад:

Mg 0, Cu 0 .

2. Ступінь окислення атомів водню у сполуках зазвичай дорівнює +1.

Наприклад: +1 +1

Винятки: у гідридах (сполуках водню з металами) ступінь окислення атомів водню дорівнює –1.

Наприклад:

NaH -1.

3. Ступінь окислення атомів кисню в сполуках зазвичай дорівнює -2.

Наприклад:

Н 2 Про -2 СаО -2 .

Винятки:

 ступінь окислення кисню у фториді кисню (OF2) дорівнює +2.

 ступінь окислення кисню в пероксидах (Н 2 Про 2 , Na 2 O 2), що містять групу –O–O–, дорівнює –1.

4. Ступінь окислення металів у сполуках зазвичай позитивна величина.

Наприклад: +2

5. Ступінь окислення неметалів може бути і негативним, і позитивним.

Наприклад: –1 +1

6. Сума c ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю.

Окислювально-відновні реакції являють собою два взаємопов'язані процеси – процесу окислення та процесу відновлення.

Процес окислення – це процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном; при цьому ступінь окислення збільшується, а речовина є відновником:

– 2ē  2H + процес окислення,

Fe +2 – ē  Fe +3 процес окислення,

2J – – 2ē  процес окислення.

Процес відновлення – це процес приєднання електронів, при цьому ступінь окислення зменшується, а речовина є окислювачем:

+ 4ē  2O –2 процес відновлення,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 процес відновлення,

Cu +2 +2ē  Cu 0 процес відновлення.

Окислювач – речовина, яка приймає електрони і при цьому відновлюється (ступінь окислення елемента знижується).

Відновник – речовина, що віддає електрони і при цьому окислюється (ступінь окислення елемента знижується).

Зробити обґрунтований висновок про характер поведінки речовини в конкретних окисно-відновних реакціях можна на підставі значення окисно-відновного потенціалу, який розраховується за величиною стандартного окисно-відновного потенціалу. Однак, у ряді випадків, можна, не вдаючись до розрахунків, а знаючи загальні закономірності, визначити, яка речовина буде окислювачем, а яке - відновником, і зробити висновок про характер перебігу окислювально-відновної реакції.

Типовими відновниками є:

 деякі прості речовини:

метали: наприклад, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

неметали: наприклад, H 2 C, S;

 деякі складні речовини: наприклад, сірководень (H 2 S) та сульфіди (Na 2 S), сульфіти (Na 2 SO 3), оксид вуглецю (II) (CO), галогеноводороди (HJ, HBr, HCI) та солі галогеноводородних кислот (KI, NaBr), аміак (NH 3);

 катіони металів у нижчих ступенях окислення: наприклад, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 ;

 катод при електролізі.

Типовими окислювачами є:

 деякі прості речовини – неметали: наприклад, галогени (F 2 , CI 2 , Br 2 , I 2), халькогени (О 2 , О 3 , S);

 деякі складні речовини: наприклад, азотна кислота (HNO 3), сірчана кислота (H 2 SO 4 конц.), прерманганат калію (K 2 MnO 4), біхромат калію (K 2 Cr 2 O 7), хромат калію (K 2 CrO 4), оксид марганцю (IV) (MnO 2), оксид свинцю (IV) (PbO 2), хлорат калію (KCIO 3), пероксид водню (H 2 O 2);

 анод при електролізі.

При складанні рівнянь окислювально-відновних реакцій слід пам'ятати, що кількість електронів, відданих відновником, дорівнює числу електронів, прийнятих окислювачем.

Існують два методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій – метод електронного балансу та електронно-іонний метод (метод напівреакцій) .

При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій методом електронного балансу слід дотримуватись певного порядку дій. Розглянемо порядок складання рівнянь цим методом на прикладі реакції між перманганатом калію та сульфітом натрію в кислому середовищі.

Записуємо схему реакції (вказуємо реагенти та продукти реакції):

Визначаємо ступеня окиснення в атомів елементів, що змінюють її 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) Складаємо схему електронного балансу. Для цього записуємо хімічні знаки елементів, атоми яких змінюють рівень окислення, і визначаємо, скільки електронів віддають або приєднують відповідні атоми або іони.

Вказуємо процеси окислення та відновлення, окислювач та відновник.

Зрівнюємо кількість відданих та прийнятих електронів і, таким чином, визначаємо коефіцієнти при відновнику та окислювачі (в даному випадку вони відповідно дорівнюють 5 і 2):

5 S +4 – 2 e- → S +6 процес окислення, відновник

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процес відновлення, окислювач.

2KMnO 4 +5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Якщо водень і кисень не змінює своїх ступенів окислення, їх кількість підраховують в останню чергу і додають потрібну кількість молекул води в ліву чи праву частину рівняння.

Окисно-відновні реакції поділяються на три типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні та реакції самоокислення – самовідновлення (диспропорціонування).

Реакціями міжмолекулярного окиснення – відновлення називаються окислювально-відновні реакції, окислювач та відновник у яких представлені молекулами різних речовин..

Наприклад:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ,

Al 0 – 3e – → Al +3 окислення, відновник,

Fe +3 +3e - → Fe 0 відновлення, окислювач.

У цій реакції відновник (Al) та окислювач (Fe +3) входять до складу різних молекул.

Реакціями внутрішньомолекулярного окиснення – відновлення називаються реакції, в яких окислювач і відновник входять до складу однієї молекули (і представлені або різними елементами, або одним елементом, але з різними ступенями окиснення):

2 KClO 3 = KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 відновлення, окислювач

3 2O –2 – 4е – → окислення, відновник

У цій реакції відновник (O –2) та окислювач (CI +5) входять до складу однієї молекули та представлені різними елементами.

У реакції термічного розкладання нітриту амонію змінюють свої ступені окислення атоми одного й того ж хімічного елемента– азоту, що входять до складу однієї молекули:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 відновлення, окислювач

N +3 + 3e - → N 0 окиснення, відновник.

Реакції такого типу часто називають реакціями. контрпропорціонування .

Реакції самоокислення– самовідновлення(диспропорціонування) - це реакції, при протіканні яких один і той же елемент з одним і тим же ступенем окиснення сам і підвищує, і знижує свій ступінь окиснення.

Наприклад: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O = HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 відновлення, окислювач

CI 0 - 1e - → CI +1 окиснення, відновник.

Реакції диспропорціонування можливі, як у вихідному речовині елемент має проміжну ступінь окислення.

Властивості простих речовин можуть прогнозуватись за становищем атомів їх елементів у періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва. Так, усі метали в окислювально-відновних реакціях будуть відновниками. Катіони металів можуть бути і окислювачами. Неметали у вигляді простих речовин можуть бути як окислювачами, так і відновниками (виключаючи фтор та інертні гази).

Окисна здатність неметалів посилюється в періоді зліва направо, а в групі - знизу вгору.

Відновлювальні здібності, навпаки, зменшуються зліва направо і знизу вгору як металів, так неметалів.

Якщо окисно-відновна реакція металів відбувається в розчині, то для визначення відновлювальної здатності використовують ряд стандартних електродних потенціалів (Ряд активності металів). У цьому ряді метали розташовані в міру зменшення відновної здатності їх атомів і зростання окислювальної здатності їх катіонів ( див. табл. 9 додатки ).

Найбільш активні метали, що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів до магнію, можуть реагувати з водою, витісняючи водень.

Наприклад:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

При взаємодії металів із розчинами солей слід мати на увазі, що кожен більш активний метал (не взаємодіє з водою) здатний витісняти (відновлювати) метал, що стоїть за ним, з розчину його солі.

Так, атоми заліза можуть відновити катіони міді з розчину міді сульфату (CuSO 4):

Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

Fe 0 - 2e - = Fe +2 окислення, відновник

Cu +2 + 2e - = Cu 0 відновлення, окислювач.

У цій реакції залізо (Fe) розташоване у ряді активності до міді (Cu) і є активнішим відновником.

Реакція, наприклад, срібла з розчином хлориду цинку буде неможлива, так як срібло розташоване в ряді стандартних електродних потенціалів правіше цинку і є менш активним відновником.

Всі метали, які стоять у активності до водню, можуть витісняти водень з розчинів звичайних кислот, тобто відновлювати його:

Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2

Zn 0 - 2e - = Zn +2 окислення, відновник

2H + + 2e - → відновлення, окислювач.

Метали, які стоять у ряду активності після водню, не відновлюватимуть водень із розчинів звичайних кислот.

Щоб визначити, чи може бути окислювачем або відновником складну речовину, необхідно знайти ступінь окислення елементів, що його складають. Елементи, що знаходяться в вищого ступеня окислення , можуть лише знижувати, приймаючи електрони. Отже, речовини, молекули яких містять атоми елементів у вищому ступені окислення, будуть лише окислювачами .

Наприклад, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 в окислювально-відновних реакціях будуть виконувати функцію тільки окислювача. Ступені окислення азоту (N+5), марганцю (Mn+7) та сірки (S+6) у цих сполуках мають максимальні значення (збігаються з номером групи даного елемента).

Якщо елементи в з'єднаннях має нижчий ступінь окислення, то вони можуть тільки підвищувати, віддаючи електрони. При цьому такі речовини, що містять елементи в нижчому ступені окислення, виконуватимуть функцію лише відновника .

Наприклад, аміак, сірководень і хлороводень (NH 3 , H 2 S, НCI) будуть лише відновниками, оскільки ступеня окислення азоту (N –3), сірки (S –2) та хлору (Cl –1) є для цих елементів нижчими .

Речовини, до складу яких входять елементи, що мають проміжні ступені окислення, можуть бути як окислювачами, так і відновниками, Залежно від конкретної реакції. Таким чином, вони можуть виявляти окислювально-відновну двоїстість.

До таких речовин відносяться, наприклад, пероксид водню (H 2 O 2), водний розчин оксиду сірки (IV) (сірчиста кислота), сульфіти та ін. в одних випадках окислювальні властивості, а в інших – відновлювальні.

Як відомо, багато елементів мають змінну ступінь окислення, входячи до складу різних сполук. Наприклад, сірка у сполуках H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SО 4 і сірка S у вільному стані має відповідно ступеня окислення –2, +4, +6 та 0. Сірка відноситься до елементів р-електронного сімейства, її валентні електрони розташовані на останньому s- І р-підрівнях (...3 s 3р). У атома сірки зі ступенем окислення – 2 валентні рівні повністю укомплектовані. Тому атом сірки з мінімальним ступенем окислення (–2) може лише віддавати електрони (окислятися) і бути лише відновником. Атом сірки зі ступенем окислення +6 втратив всі свої валентні електрони і в даному стані може приймати тільки електрони (відновлюватися). Тому атом сірки з максимальним ступенем окиснення (+6) може бути лише окислювачем.

Атоми сірки з проміжними ступенями окиснення (0, +4) можуть втрачати і приєднувати електрони, тобто як відновниками, і окислювачами.

Аналогічні міркування правомочні під час розгляду окислювально-відновних властивостей атомів інших елементів.

На характер перебігу окислювально-відновної реакції впливає концентрація речовин, середовище розчину та сила окислювача та відновника. Так, концентрована та розведена азотна кислота по-різному реагує з активними та малоактивними металами. Глибина відновлення азоту (N+5) азотної кислоти (окислювача) визначатиметься активністю металу (відновника) та концентрацією (розведенням) кислоти.

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

8HNO 3(розб.) + 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. розб.) + 4Мg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Істотний вплив на перебіг окислювально-відновних процесів має реакція середовища.

Якщо як окислювач використовують перманганат калію (KMnO 4), то залежно від реакції середовища розчину, Mn +7 буде відновлюватися по-різному:

у кислому середовищі (до Mn +2) продуктом відновлення буде сіль, наприклад, MnSO 4 ,

у нейтральному середовищі (до Mn +4) продуктом відновлення буде MnO 2 або MnO(OH) 2 ,

у лужному середовищі (До Mn +6) продуктом відновлення буде манганат, наприклад, До 2 MnO 4 .

Наприклад, при відновленні розчину перманганату калію сульфітом натрію, залежно від реакції середовища, виходитимуть відповідні продукти:

кисласереда –

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +H 2 O

нейтральнасереда –

2KMnO 4 + 3Na 2 SО 3 + H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

лужнасереда –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Температура системи також впливає перебіг окислювально-відновної реакції. Так, продукти взаємодії хлору з розчином лугу будуть різними залежно від температурних умов.

При взаємодії хлору з холодним розчином лугуреакція йде з утворенням хлориду та гіпохлориту:

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 відновлення, окислювач

CI 0 - 1e - → CI +1 окиснення, відновник.

Якщо взяти гарячий концентрований розчин КОН, то в результаті взаємодії з хлором отримаємо хлорид та хлорат:

0 t° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 відновлення, окислювач

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 окиснення, відновник.

10.1. Запитання для самоконтролю на тему

1. Які реакції називаються окислювально-відновлювальними?

2. Що таке ступінь окиснення атома? Як вона визначається?

3. Чому дорівнює ступінь окислення атомів у простих речовинах?

4. Чому дорівнює сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі?

5. Який процес називається процесом окиснення?

6. Які речовини називаються окислювачами?

7. Як змінюється ступінь окислення окислювача в окислювально-відновних реакціях?

8. Наведіть приклади речовин, що є в окислювально-відновних реакціях лише окислювачами.

9. Який процес називається процесом відновлення?

10. Дайте визначення поняття "відновник".

11. Як змінюється ступінь окислення відновника в окислювально-відновних реакціях?

12. Які речовини можуть бути лише відновниками?

13. Який елемент є окислювачем у реакції взаємодії розбавленої сірчаної кислоти з металами?

14. Який елемент є окислювачем при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами?

15. Яку функцію виконує азотна кислота в окислювально-відновних реакціях?

16. Які сполуки можуть утворитися внаслідок відновлення азотної кислоти у реакціях з металами?

17. Який елемент є окислювачем у концентрованій, розведеній та дуже розведеній азотної кислоти?

18. Яку роль окислювально-відновних реакціях може виконувати пероксид водню?

19. Як класифікуються всі окислювально-відновлювальні реакції?

10.2. Тести для самоконтролю знань теорії на тему «Окислювально-відновлювальні реакції»

Варіант №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. Керуючись будовою атомів, визначте, під яким номером вказано формулу іона, який може бути лише окислювачем:

1) Mn
, 2) NO 3-, 3) Br -, 4) S 2-, 5) NO 2-?

3. Під яким номером наведено формулу речовини, що є найбільш сильним відновником, з наведених нижче:

1) NO 3-, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Під яким номером зазначено кількість речовини KMnO 4 в молях, яка взаємодіє з 10 моль Na 2 SO 3 в реакції, представленої наступною схемою:

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. Під яким номером наведено реакцію диспропорціонування (самоокислення – самовідновлення)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ,

3) 2F2 + 2H2O = 4HF + O2.

4) 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2 ,

5) 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Варіант №2

1. Під яким номером наведено рівняння окисно-відновної реакції?

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. Під яким номером наведено формулу речовини, яка може бути лише відновником:

1) SO 2 , 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2 , 5) Na 2 SO 3 ?

3. Під яким номером наведено формулу речовини, що є найбільш сильним окислювачем, з наведених нижче:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2?

4. Під яким номером наведено об'єм водню в літрах за нормальних умов, який можна отримати з 9 г Al в результаті наступної окисно-відновної реакції:

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. Під яким номером наведена схема окислювально-відновної реакції, яка протікає 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 + … .

Варіант №3

1. Під яким номером наведено рівняння окисно-відновної реакції?

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) H2SO4+2KOH → K2SO4+2H2O.

2. Керуючись будовою атома, визначте, під яким номером наведено формулу іона, який може бути відновником:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) ​​C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. Під яким номером наведено процес відновлення?

1) NO 2– → NO 3– , 2) S 2– → S 0 , 3) ​​Mn 2+ → MnO 2 ,

4) 2I – → I 2 , 5)
→ 2Cl – .

4. Під яким номером наведена маса заліза, що прореагував, якщо в результаті реакції, представленої наступною схемою:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O

утворилося 11,2 л NO (н.у.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Під яким номером наведено схему реакції самоокислення-самовосстановлення (дисмутації)?

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 .

Відповіді на завдання тестів див. на стор.

10.3. Запитання та вправи для самостійної

роботи з вивчення теми

1. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані схеми окисно-відновних реакцій:

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. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані окислювально-відновні процеси:

1) електроліз розчину хлориду натрію,

2) випал піриту,

3) гідроліз розчину карбонату натрію,

4) гасіння вапна.

3. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані назви груп речовин, що характеризуються зростанням окисних властивостей:

1) хлор, бром, фтор,

2) вуглець, азот кисень,

3) водень, сірка, кисень,

4) бром, фтор, хлор.

4. Яка з речовин – хлор, сірка, алюміній, кисень- Чи є сильнішим відновником? У відповіді вкажіть значення молярної маси вибраної сполуки.

5. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані лише окислювачі:

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. Вкажіть номер або суму умовних номерів, під якими розташовані формули речовин, що мають окислювально-відновну двоїстість:

1) KI, 2) H 2 O 2 , 4) Al, 8) SO 2 , 16) K 2 Cr 2 O 7 , 32) H 2 .

7. Яка із сполук – оксид заліза(III), оксид хрому(III), оксид сірки(IV), оксид азоту(II), оксид азоту(V) – може бути лише окислювачем? У відповіді вкажіть значення молярної маси вибраної сполуки.

8. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані формули речовин, що мають ступінь окислення кисню – 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. Яка із зазначених сполук може бути тільки окислювачем: нітрит натрію, сірчиста кислота, сірководень, азотна кислота? У відповіді вкажіть значення молярної маси вибраного з'єднання.

10. Яка з наведених сполук азоту - NH 3; HNO 3; HNO 2; NO 2 – може бути лише окислювачем? У відповіді запишіть відносну молекулярну масу обраної сполуки.

11. Під яким номером, серед наведених нижче назв речовин, вказано найбільш сильний окислювач?

1) концентрована азотна кислота,

2) кисень,

3) електричний струм на аноді при електролізі,

12. Яка з наведених сполук азоту - HNO 3; NH 3; HNO 2; NO – може бути лише відновником? У відповіді напишіть значення молярної маси вибраного з'єднання.

13. Яка із сполук – Na 2 S; K 2 Cr 2 O 7; KMnO 4; NaNO 2; KClO 4 – може бути й окислювачем та відновником, залежно від умов перебігу реакції? У відповіді напишіть значення молярної маси вибраного з'єднання.

14. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, де вказані іони, які можуть бути відновниками:

1) (MnO 4) 2– , 2) (CrO 4) –2 , 4) Fe +2 , 8) Sn +4 , 16) (ClO 4) – .

15. Вкажіть номер або суму умовних номерів, під якими розташовані лише окислювачі:

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. Вкажіть номер або суму умовних номерів, під якими розташовані лише назви речовин, між якими неможливе протікання окисно-відновних реакцій:

1) вуглець і сірчана кислота,

2) сірчана кислота та сульфат натрію,

4) сірководень та йодоводород,

8) оксид сірки (IV) та сірководень.

17. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані процеси окислення:

1) S +6  S –2 , 2) Mn +2  Mn +7 , 4) S –2  S +4 ,

8) Mn +6  Mn +4 , 16) Про 2  2О –2 , 32) S +4  S +6 .

18. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані процеси відновлення:

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. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані процеси відновлення:

1) З 0  CО 2 , 2) Fe +2  Fe +3 ,

4) (SO 3) 2–  (SO 4) 2– , 8) MnO 2  Mn +2 .

20. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані процеси відновлення:

1) Mn +2  MnO 2 , 2) (IO 3) –  (IO 4) – ,

4) (NO 2) –  (NO 3) – , 8) MnO 2  Mn +2 .

21. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані іони, які є відновниками.

1) Ca +2 , 2) Al +3 , 4) K + , 8) S -2 , 16) Zn +2 , 32) (SO 3) 2- .

22. Під яким номером наведено формулу речовини, при взаємодії з якою водень виконує роль окислювача?

1) O 2 , 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Під яким номером наведено рівняння реакції, у якій виявляються відновлювальні властивості хлорид-іону?

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 взаємодії з якою із зазначених речовин – O 2 , NaOH, H 2 S – оксид сірки (IV) виявляє властивості окислювача? Напишіть рівняння відповідної реакції та у відповіді вкажіть суму коефіцієнтів у вихідних речовин.

25. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані схеми реакцій диспропорціонування:

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. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини перманганату калію бере участь у реакції з десятьма моль оксиду сірки (IV). Реакція протікає за схемою:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3 .

27. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини сульфіду калію взаємодіє з шістьма моль перманганату калію в реакції:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини перманганату калію взаємодіє з десятьма молями сульфату заліза (II) у реакції:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини хроміту калію (KCrO 2 ) взаємодіє з шістьма моль брому в реакції:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини оксиду марганцю (IV) взаємодіє з шістьма моль оксиду свинцю (IV) у реакції:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O.

31. Складіть рівняння реакції:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Складіть рівняння реакції:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

У відповіді вкажіть суму стехіометричних коефіцієнтів рівняння реакції.

33. Складіть рівняння реакції:

K 2 Cr 2 O 7 HCl конц.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

У відповіді вкажіть суму стехіометричних коефіцієнтів рівняння реакції.

34. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини нітриту натрію (NaNO 2) взаємодіє з чотирма моль перманганату калію в реакції:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Складіть схему електронного балансу та вкажіть, яка кількість речовини сірководню взаємодіють із шістьма моль перманганату калію в реакції:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Яка кількість речовини заліза в молях окислиться киснем об'ємом 33,6 л (н.у.) у реакції, що протікає за наведеною нижче схемою?

Fe + H 2 O + O 2  Fe(OH) 3 .

37. Який із наведених металів – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не розчиняється у розведеній сірчаній кислоті? У відповіді вкажіть значення відносної атомної маси металу.

38. Який із наведених металів – Zn, Rb, Ag, Fe, Mg – не розчиняється у концентрованій сірчаній кислоті? У відповіді вкажіть порядковий номерелемента у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

39. Вкажіть номер чи суму умовних номерів, під якими розташовані метали, що пасивуються у концентрованих розчинах кислот-окислювачів.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Вкажіть номер або суму умовних номерів, під якими розташовані хімічні знаки металів, що не витісняють водень із розведеного розчину сірчаної кислоти, але витісняють ртуть із розчинів солей Hg 2+ :

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Під яким номером вказані хімічні знаки металів, кожен із яких не реагують із азотною кислотою?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Під яким номером вказано спосіб одержання хлору у промисловості?

1) електроліз розчину хлориду натрію;

2) дією оксиду марганцю (1V) на соляну кислоту;

3) термічним розкладанням природних сполук хлору;

4) дією фтору на хлориди.

43. Під яким номером розташована хімічна формула газу, який переважно виділяється при дії концентрованого розчину азотної кислоти на мідь?

1) N 2, 2) NO 2, 3) NO, 4) H 2 .

44. Під яким номером вказано формули продуктів реакції горіння сірководню на повітрі при нестачі кисню?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O; 4) SO 2 + H 2 .

Вкажіть номер правильної відповіді.

45. Складіть рівняння реакції взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з міддю. У відповіді вкажіть суму коефіцієнтів рівняння реакції.

10.4. Відповіді на завдання тестів для самоконтролю

знання теорії на тему.

«Окисно-відновні реакції»

Варіант №1		Варіант №2		Варіант №3
5окислювально Документ Підвищується 4) ступінь окислення заліза знижується Окисно-відновлювальна реакціясполуки протікає між: 1) хлороводнем і... біхромат калію K2Cr2O7 може виконувати в окисно-відновлювальних реакціяхфункцію: 1) як окислювача, так... «Складання рівнянь реакцій у молекулярній та іонній формах. Розрахункові завдання на обчислення масової частки речовини у розчині». Ціль Документ ... окисно-відновлювальних реакціях, відпрацювання практичної навички у складанні рівнянь окисно-відновлювальних реакційшляхом електронного балансу. Теорія. Окисно-відновниминазиваються реакції ...

Міністерство освіти та науки Російської Федерації

Федеральна державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти

"Сибірський державний індустріальний університет"

Кафедра загальної та аналітичної хімії

Окисно-відновні реакції

Методичні вказівки для виконання лабораторних та практичних занять

з дисциплін «Хімія», «Неорганічна хімія»,

«Загальна та неорганічна хімія»

Новокузнецьк

УДК 544.3(07)

Рецензент

кандидат хімічних наук, доцент,

зав. кафедрою фізхімії та ТМП СібДІУ

А.І. Пошевнева

О-504 Окисно-відновні реакції: метод. указ. / Сиб. держ. промисловість. ун-т; сост. : П.Г. Пермяков, Р.М. Бєлкіна, С.В. Зєнцова. - Новокузнецьк: Вид. центр СібДІУ 2012. - 41 с.

Наведено теоретичні відомості, приклади розв'язання задач на тему «Окислювально-відновлювальні реакції» з дисциплін «Хімія», «Неорганічна хімія», «Загальна та неорганічна хімія». Представлені лабораторні роботи та розроблені авторським колективом питання для самоконтролю, контрольні та тестові завдання для виконання контрольної та самостійної роботи.

Призначений для студентів першого курсу всіх напрямів підготовки.

Передмова

Методичні вказівки з хімії складені згідно з програмою для технічних напрямків вищих навчальних закладів, призначені для організації самостійної роботи на тему «Окислювально-відновлювальні реакції» над навчальним матеріалом в аудиторний та неаудиторний час.

Самостійна робота щодо теми «Окислювально-відновлювальні реакції» складається з кількох елементів: вивчення теоретичного матеріалу, виконання контрольних і тестових завдань за даним методичним вказівкою та індивідуальні консультації з викладачем.

В результаті самостійної роботи необхідно освоїти основні терміни, визначення, поняття та опанувати техніку хімічних розрахунків. До виконання контрольних і тестових завдань слід розпочинати лише після глибокого вивчення теоретичного матеріалу та ретельного аналізу прикладів типових завдань, наведених у теоретичному розділі.

Автори сподіваються, що методичні вказівкидозволять студентам не лише успішно освоїти запропонований матеріал на тему «Окислювально-відновлювальні реакції», а й стануть для них корисними у навчальному процесі при освоєнні дисциплін «Хімія», «Неорганічна хімія».

Окисно-відновні реакції Терміни, визначення, поняття

Окисно-відновні реакції- Це реакції, що супроводжуються переходом електронів від одних атомів або іонів до інших, іншими словами - це реакції, в результаті яких змінюються ступеня окиснення елементів.

Ступінь окислення- Це заряд атома елемента в поєднанні, обчислений з умовного припущення, що всі зв'язки в молекулі є іонними.

Ступінь окислення прийнято вказувати арабською цифрою над символом елемента зі знаком плюс або мінус перед цифрою. Наприклад, якщо зв'язок у молекулі HCl іонний, то водень і хлор іони із зарядами (+1) та (–1), отже
.

Використовуючи вищевказані правила, розрахуємо ступеня окислення хрому в K 2 Cr 2 O 7 , хлору в NaClO, сірки в H 2 SO 4 азоту в NH 4 NO 2:

2(+1) + 2·х + 7(–2) = 0, х = +6;

+1 + х + (-2) = 0, х = +1;

2(+1) + х + 4(–2) = 0, х = +6;

х+4(+1)=+1, у + 2(–2) = –1,

х = -3, у = +3.

Окислення та відновлення.Окисленням називається віддача електронів, у результаті ступінь окислення елемента підвищується. Відновленням називається приєднання електронів, у результаті ступінь окислення елемента знижується.

Окислювальні та відновлювальні процеси тісно пов'язані між собою, тому що хімічна система тільки тоді може віддавати електрони, коли інша система їх приєднує ( окисно-відновна система). Система, що приєднує електрони ( окислювач) сама відновлюється (перетворюється на відповідний відновник), а система, що віддає електрони ( відновник), сама окислюється (перетворюється на відповідний окислювач).

приклад 1. Розглянемо реакцію:

Число електронів, що віддаються атомами відновника (калію), дорівнює числу електронів, що приєднуються молекулами окислювача (хлору). Тому одна молекула хлору може окислити два атоми калію. Зрівнюючи кількість прийнятих та відданих електронів, отримуємо:

До типових окислювачіввідносять:

Елементарні речовини - Cl2, Br2, F2, I2, O, O2.

З'єднання, в яких елементи виявляють найвищий ступінь окислення (визначається номером групи) –

Катіон Н + та іони металів у їх вищому ступені окислення - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ і т.д.

До типових відновниківвідносять:

Окисно-відновна двоїстість.Сполуки вищого ступеня окислення, властивої даному елементу, можуть в окислювально-відновних реакціях виступати тільки як окислювач, ступінь окислення елемента може в цьому випадку тільки знижуватися. З'єднання нижчого ступеня окисленняможуть бути, навпаки, лише відновниками; тут ступінь окислення елемента може лише підвищуватися. Якщо ж елемент знаходиться в проміжному ступені окислення, то його атоми можуть, залежно від умов, приймати електрони, виступаючи як окислювач або віддавати електрони, виступаючи як відновник.

Так, наприклад, ступінь окислення азоту в сполуках змінюється в межах від (-3) до (+5) (рисунок 1):

NH 3 , NH 4 OH тільки

відновники

HNO 3 солі HNO 3

тільки окислювачі

З'єднання з проміжними ступенями окислення азоту можуть виступати як окислювачі, відновлюючись до нижчих ступенів окислення, або як відновники, окислюючись до вищих ступенів окислення

Малюнок 1 – Зміна ступеня окиснення азоту

Метод електронного балансузрівнювання окислювально-відновних реакцій полягає у виконанні наступного правила: число електронів, відданих усіма частинками відновників, завжди дорівнює числу електронів, приєднаних усіма частинками окислювачів у даній реакції.

приклад 2. Проілюструємо метод електронного балансу з прикладу окислення заліза киснем:
.

Fe 0 - 3? = Fe +3 - процес окислення;

O 2 + 4? = 2O -2 - процес відновлення.

У системі відновника (напівреакція процесу окислення) атом заліза віддає 3 електрони (Додаток А).

У системі окислювача (напівреакція процесу відновлення) кожен атом кисню приймає по 2 електрони – у сумі 4 електрони.

Найменше загальне кратне двох чисел 3 і 4 дорівнює 12. Звідси залізо віддає 12 електронів, а кисень приймає 12 електронів:

Коефіцієнти 4 і 3, записані лівіше напівреакцій у процесі підсумовування систем, множаться на всі компоненти напівреакцій. Сумарне рівняння показує, скільки молекул чи іонів має вийти у рівнянні.Рівняння складено правильно, коли число атомів кожного елемента обох частинах рівняння однаково.

Метод напівреакційзастосовується для зрівнювання реакцій, які у розчинах електролітів. У разі у реакціях беруть участь як окислювач і відновник, а й частки середовища: молекули води (Н 2 Про), Н + і ОН – – іони. Більш правильним для таких реакцій є застосування електронно-іонних систем (напівреакцій). При складанні напівреакцій у водних розчинах вводять, за потреби, молекули Н 2 Про та іони Н + або ОН – , враховуючи середовище протікання реакції. Слабкі електроліти, малорозчинні (Додаток Б) та газоподібні сполуки в іонних системах записуються в молекулярній формі (Додаток В).

Розглянемо як приклади взаємодії сульфату калію і перманганату калію в кислому та лужному середовищі.

приклад 3. Взаємодія сульфату калію та перманганату калію у кислому середовищі:

Визначимо зміну ступеня окиснення елементів та вказуємо їх у рівнянні. Вища ступінь окислення марганцю (+7) у KMnO 4 показує, що KMnO 4 – окислювач. Сірка у поєднанні K 2 SO 3 має ступінь окислення (+4) – це відновлена ​​форма по відношенню до сірки (+6) у поєднанні K 2 SO 4 . Таким чином, K 2 SO 3 відновник. Реальні іони, в яких знаходяться елементи, що змінюють ступінь окислення та їх вихідні напівреакції приймають такий вигляд:

Мета подальших дій полягає в тому, щоб у цих напівреакціях замість стрілок, що відображають можливий напрямок реакції, поставити знаки рівності. Це можна буде зробити тоді, коли в лівій та правій частинах кожної напівреакції збігатимуться види елементів, кількість їх атомів та сумарні заряди всіх частинок. Щоб досягти цього, використовують додаткові іони чи молекули середовища. Зазвичай, це іони Н + , ВІН – і молекули води. У напівреакції
число атомів марганцю однаково, проте однаково число атомів кисню, у праву частину напівреакції вводимо чотири молекули води: . Провівши аналогічні дії (зрівнюючи кисень) у системі
, отримуємо
. В обох напівреакції з'явилися атоми водню. Їхнє число зрівнюють відповідним додаванням в іншій частині рівнянь еквівалентним числом іонів водню.

Тепер зрівняно всі елементи, що входять до рівнянь напівреакцій. Залишилося зрівняти заряди частинок. У правій частині першої напівреакції сума всіх зарядів дорівнює +2, тоді як ліворуч заряд +7. Рівність зарядів здійснюється додаванням у лівій частині рівняння п'яти негативних зарядів у вигляді електронів (+5?). Аналогічно, у рівнянні другої напівреакції необхідно відняти ліворуч 2 ē. Тепер можна поставити знаки рівності в рівняннях обох напівреакцій:

-Процес відновлення;

-Процес окислення.

У аналізованому прикладі відношення числа електронів, що приймаються в процесі відновлення, до електронів, що вивільняються при окисленні, дорівнює 5 ? 2. Для отримання сумарного рівняння реакції треба, підсумовуючи рівняння процесів відновлення та окислення, врахувати це співвідношення - помножити рівняння відновлення на 2 рівняння окиснення – на 5.

Помножуючи коефіцієнти на всі члени рівнянь напівреакцій і підсумовуючи між собою тільки праві і лише ліві частини, отримуємо остаточне рівняння реакції в іонно-молекулярній формі:

Скорочуючи подібні члени, методом віднімання однакової кількості іонів Н+ та молекул Н2О, отримуємо:

Сумарне іонне рівняння записано правильно, є відповідність середовища з молекулярним. Отримані коефіцієнти переносимо в молекулярне рівняння:

приклад 4. Взаємодії сульфату калію та перманганату калію у лужному середовищі:

Визначаємо ступеня окиснення елементів, що змінюють ступінь окиснення (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Реальні іони, куди входять ці елементи (
,
). Процеси (напівреакції) окислення та відновлення:

2
– процес відновлення

1 – процес окиснення

Сумарне рівняння:

У сумарному іонному рівнянні є відповідність середовища. Переносимо коефіцієнти в молекулярне рівняння:

Реакції окислення-відновлення поділяються на такі типи:

міжмолекулярне окислення-відновлення;

самоокислення-самовосстановлення (диспропорціонування);

внутрішньомолекулярного окиснення – відновлення.

Реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення - Це реакції, коли окислювач знаходиться в одній молекулі, а відновник - в іншій.

Приклад 5. При окисленні гідроксиду заліза у вологому середовищі відбувається наступна реакція:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1? = Fe(OH) 3 – процес окислення;

1 Про 2 + 2Н 2 Про + 4? = 4OH - процес відновлення.

Для того щоб переконатися в правильності запису електронно-іонних систем, необхідно провести перевірку: ліва і права частини напівреакцій повинні містити однакову кількість атомів елементів і зарядність. Потім, зрівнюючи кількість прийнятих та відданих електронів, підсумовуємо напівреакції:

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

4Fe(OH) 2 + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Реакції самоокислення-самовосстановлення (реакції диспропорціонування) - Це реакції, в ході яких частина загальної кількості елемента окислюється, а інша частина - відновлюється, характерно для елементів, що мають проміжний ступінь окислення.

Приклад 6. При взаємодії хлору з водою виходить суміш соляної та хлорноватистої (НСlО) кислот:

Тут і окислення та відновлення зазнає хлору:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2? = 2HClO +2H + – процес окислення;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – процес відновлення.

2Cl 2 + 2H 2 O = 2HClO + 2HCl

Приклад 7 . Диспропорціонування азотистої кислоти:

В даному випадку окислення та відновлення зазнає у складі HNO 2:

Сумарне рівняння:

HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NO + 3H + + 2NO + 2H 2 O

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення – це процес, коли одна складова частинамолекули є окислювачем, а інша – відновником. Прикладами внутрішньомолекулярного окислення-відновлення може бути багато процесів термічної дисоціації.

Приклад 8. Термічна дисоціація NH 4 NO 2:

Тут іон NH окислюється, а іон NO відновлюється до вільного азоту:

12NH - 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NО + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2NH + 2NO + 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH 4 NO 2 = 2N 2 + 4H 2 O

Приклад 9 . Реакція розкладання біхромату амонію:

12NH - 6 ē = N 2 + 8H +

1 Сr 2 Про + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH + Сr 2 Про + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

(NH 4) 2 Сr 2 Про 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Окисно-відновні реакції за участю більше двох елементів, що змінюють ступінь окислення.

приклад 10. Прикладом є реакція взаємодії сульфіду заліза з азотною кислотою, де в ході реакції три елементи (Fe, S, N) змінюють ступінь окислення:

FeS 2 + HNO 3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + …

Рівняння записано не до кінця і використання електронно-іонних систем (напівреакцій) дозволить закінчити рівняння. Розглядаючи ступеня окислення елементів, що беруть участь в реакції, визначаємо, що в FeS 2 два елементи (Fe, S) окислюються, а окислювачем є
(), який відновлюється до NO:

S –1 → ()

Записуємо напівреакцію окислення FeS 2:

FeS 2 → Fe 3+ +

Наявність двох іонів Fe 3+ у Fe 2 (SO 4) 3 передбачає подвоєння числа атомів заліза при подальшому записі напівреакції:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Одночасно зрівнюємо число атомів сірки та кисню, одержуємо:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 атома водню, введенням у ліву частину рівняння у складі 16 молекул Н 2 Про зрівнюємо додаванням еквівалентного числа іонів водню (32 Н +) у праву частину рівняння:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
+ 32Н +

Зарядність правої частини рівняння +30. Для того щоб у лівій частині було те саме (+30) необхідно відняти 30 ē:

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + - окислення;

10 NО + 4Н + + 3 ē = NО + 2H 2 O – відновлення.

2FeS 2 +16Н 2 O+10NО +40Н + = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + + 10NО + 20H 2 O

2FeS 2 +10НNО 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО +
+ 32Н + + 4H 2 O

Н 2 SO 4 +30Н +

Скорочуємо обидві частини рівняння на однакове число іонів (30 Н+) методом віднімання та отримуємо:

2FeS 2 +10NNО 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NNО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O

Енергетика окислювально-відновних реакцій . Умовою мимовільного перебігу будь-якого процесу, у тому числі й окисно-відновної реакції, є нерівність ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

де n - число електронів, що передається відновником окислювача в елементарному акті окислення-відновлення;

F – число Фарадея;

ε – електрорушійна сила (Е.Д.С.) окислювально-відновної реакції.

Електрорушійна сила окислювально-відновної реакції визначається різницею потенціалів окислювача та відновника:

ε = Е ок - Е в,

У стандартних умовах:

ε ° = Е ° ок - Е ° ст.

Отже, якщо умовою мимовільного перебігу процесу є нерівність ∆G°< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Якщо n і F числа є позитивними, то необхідно, щоб ε ° > 0, а це можливо, коли Е ° ок > Е ° ст. Звідси випливає, що умовою мимовільного перебігу окислювально-відновної реакції є нерівність Е ° ок > Е ° ст.

Приклад 11. Визначте можливість перебігу окисно-відновної реакції:

Визначивши ступеня окиснення елементів, що змінюють ступінь окиснення, запишемо напівреакції окислювача та відновника із зазначенням їх потенціалів:

Сu - 2? = Сu 2 + Е ° в = +0,34 В

2Н + + 2? = Н 2 Е ° ок = 0,0 В

З напівреакцій видно, що Е° ок< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Ця реакція можлива лише у зворотному напрямку, для якого ∆G°< 0.

приклад 12. Розрахуйте енергію Гіббса та константу рівноваги реакції відновлення перманганату калію сульфатом заліза (II).

Напівреакції окислювача та відновника:

2 Е ° ок = +1,52В

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ Е ° в = +0,77 В

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(Е ° ок – Е ° в),

де n = 10, так як відновник віддає 10 ē, окислювач приймає 10 ē в елементарному акті окислення-відновлення.

∆G ° = -10 · 69500 ​​(1,52-0,77) = -725000 Дж,

∆G° = -725 кДж.

Враховуючи, що стандартна зміна енергії Гіббса пов'язана з її константою рівноваги (К с) співвідношенням:

∆G ° = –RTlnК с або n·F·ε = RTlnК с,

де R = 8,31 Дж · моль -1 · До -1 ,

F
96500 Кл · моль -1, Т = 298 К.

Визначаємо константу рівноваги для даної реакції, проставивши в рівнянні постійні величини, перевівши натуральний логарифм в десятковий:

До с = 10127 .

Отримані дані говорять про те, що реакція відновлення перманганату калію реакційноздатна (∆G° = – 725 кДж), що простежується, процес протікає зліва направо і практично незворотня (К с = 10 127).

Під час уроку ми вивчимо тему «Окислювально-відновлювальні реакції». Ви дізнаєтесь визначення даних реакцій, їх відмінність від реакцій інших типів. Згадайте, що таке ступінь окислення, окислювач та відновник. Навчіться складати схеми електронного балансу для окислювально-відновних реакцій, ознайомтеся з класифікацією окисно-відновних реакцій.

Тема: Окисно-відновні реакції

Урок: Окисно-відновні реакції

Реакції, що протікають із зміною ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно-відновними . Зміна ступенів окислення відбувається через переходу електронів від відновника до окислювача. - це формальний заряд атома, якщо вважати, що всі зв'язки є іонними.

Окислювач - це речовина, молекули чи іони якої приймає електрони. Якщо елемент є окисником, його ступінь окиснення знижується.

0 2 +4е - → 2О -2 (Окислювач, процес відновлення)

Процес прийомуречовинами електронів називається відновленням. Окислювач під час процесу відновлюється.

Відновник - це речовина, молекули чи іони якої віддають електрони. У відновника рівень окислення підвищується.

S 0 -4е - →S +4 (Відновник, процес окиснення)

Процес віддачіелектронів називається . Відновник у процесі окислюється.

Приклад №1. Одержання хлору у лабораторії

У лабораторії хлор отримують з перманганату калію та концентрованої соляної кислоти. У колбу Вюрца поміщають кристали калію перманганату. Закривають колбу пробкою з крапельною лійкою. У вирву наливається соляна кислота. Соляна кислота приливається з краплинної лійки. Відразу починається енергійне виділення хлору. Через газовідвідну трубку хлор поступово заповнює циліндр, витісняючи повітря. Мал. 1.

Мал. 1

На прикладі цієї реакції розглянемо, як складатиме електронний баланс.

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

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

Ступені окислення змінили марганець та хлор.

Mn +7 +5е - = Mn +2 окислювач, процес відновлення

2 CI - -2е - = CI 0 2 відновник, процес окислення

4. Зрівняємо кількість відданих та прийнятих електронів. Для цього знаходимо найменше загальне кратне для чисел 5 і 2. Це 10. В результаті розподілу найменшого загального кратного на кількість відданих та прийнятих електронів, знаходимо коефіцієнти перед окислювачем та відновником.

Mn +7 +5е - = Mn +2 2

2 CI - -2е - = CI 0 2 5

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

Однак перед формулою соляної кислоти не поставлений коефіцієнт, тому що не всі хлоридні іони брали участь в окислювально-відновному процесі. Метод електронного балансу дозволяє зрівнювати лише іони, що у окислювально-відновному процесі. Тому потрібно зрівняти кількість іонів, які не беруть участь у . А саме катіонів калію, водню та хлоридних аніонів. В результаті виходить наступне рівняння:

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

Приклад №2. Взаємодія міді із концентрованою азотною кислотою. Мал. 2.

У склянку із 10 мл кислоти помістили «мідну» монету. Швидко почалося виділення бурого газу (особливо ефектно виглядали бурі бульбашки ще в безбарвній рідині). Весь простір над рідиною став бурим, зі склянки валили бурі пари. Розчин забарвився в зелений колір. Реакція постійно прискорювалася. Приблизно через півхвилини розчин став синім, а за дві хвилини реакція почала сповільнюватися. Монета повністю не розчинилася, але сильно втратила у товщині (її можна було вигнути пальцями). Зелене забарвлення розчину на початковій стадії реакції обумовлена ​​продуктами відновлення азотної кислоти.

Мал. 2

1. Запишемо схему цієї реакції:

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

2. Розставимо ступеня окислення всіх елементів у речовинах, що беруть участь у реакції:

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

Ступені окислення змінили мідь та азот.

3. Складаємо схему, що відображає процес переходу електронів:

N +5 +е - = N +4 окислювач, процес відновлення

Cu 0 -2е - = Cu +2 відновник, процес окиснення

4. Зрівняємо кількість відданих та прийнятих електронів. Для цього знаходимо найменше загальне кратне для чисел 1 і 2. Це 2. У результаті розподілу найменшого загального кратного на кількість відданих та прийнятих електронів, знаходимо коефіцієнти перед окислювачем та відновником.

N +5 +е - = N +4 2

Cu 0 -2е - = Cu +2 1

5. Переносимо коефіцієнти у вихідну схему та перетворюємо рівняння реакції.

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

Азотна кислота бере участь не тільки в окисно-відновній реакції, тому коефіцієнт спочатку не пишеться. В результаті остаточно виходить наступне рівняння:

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

Класифікація окисно-відновних реакцій

1. Міжмолекулярні окисно-відновні реакції .

Це реакції, у яких окислювачем та відновником є ​​різні речовини.

Н 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -

2. Внутрішньомолекулярні реакції, в яких атоми, що окислюються і зупиняються, знаходяться в молекулах однієї і тієї ж речовини, наприклад:

2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Диспропорціонування (самоокислення-самовосновлення) - реакції, в яких один і той же елемент виступає і як окислювач, і як відновник, наприклад:

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Конпропорціювання (Репропорціонування) - реакції, в яких з двох різних ступенів окислення одного і того ж елемента виходить один ступінь окислення

Домашнє завдання

1. №№1-3 (с. 162) Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Чому аміак виявляє лише відновлювальні властивості, а азотна кислота – лише окислювальні?

3. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції отримання азотної кислоти, використовуючи метод електронного балансу: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Все різноманіття хімічних реакцій можна звести до двох типів. Якщо в результаті реакції ступеня окислення елементів не змінюються, такі реакції називають обмінними, в іншому випадку - окисно-відновнимиреакціями.

Перебіг хімічних реакцій обумовлено обміном частинками між речовинами, що реагують. Наприклад, у реакції нейтралізації відбувається обмін між катіонами та аніонами кислоти та основи, в результаті утворюється слабкий електроліт – вода:

Часто обмін супроводжується переходом електронів від однієї частка до іншої. Так, при витісненні цинком міді у розчині сульфату міді (II)

електрони від атомів цинку переходять до іонів міді:

Процес втрати електронів часткою називають окисленням, а процес придбання електронів – відновленням. Окислення та відновлення протікають одночасно, тому взаємодії, що супроводжуються переходом електронів від одних частинок до інших, називають окисно-відновними реакціями.

Передача електронів може бути неповною. Наприклад, у реакції

замість малополярних зв'язків С-Нз'являються сильнополярні зв'язки Н-Сl. Для зручності написання окислювально-відновних реакцій використовують поняття ступеня окислення, що характеризує стан елемента в хімічній сполукі та її поведінці у реакціях.

Ступінь окислення– величина, чисельно рівна формальному заряду, який можна приписати елементу, виходячи з припущення, що всі електрони кожного зв'язку перейшли до більш електронегативного атома даної сполуки.

Використовуючи поняття ступеня окиснення, можна дати більше загальне визначенняпроцесів окислення та відновлення. Окисно-відновниминазивають хімічні реакції, які супроводжуються зміною ступенів окиснення елементів речовин, що беруть участь у реакції. При відновленні рівень окислення елемента зменшується, при окисленні – збільшується. Речовина, до складу якої входить елемент, що знижує ступінь окислення, називають окислювачем; речовина, до складу якої входить елемент, що підвищує ступінь окислення, називають відновником.

Ступінь окислення елемента у поєднанні визначають відповідно до наступних правил:

· Ступінь окислення елемента в простій речовині дорівнює нулю;

· Алгебраїчна сума всіх ступенів окислення атомів у молекулі дорівнює нулю;

· Алгебраїчна сума всіх ступенів окислення атомів у складному іоні, а також ступінь окислення елемента в простому одноатомному іоні дорівнює заряду іона;

· Негативний ступінь окислення виявляють у поєднанні атоми елемента, що має найбільшу електронегативність;

· максимально можливий (позитивний) ступінь окислення елемента відповідає номеру групи, в якій розташований елемент у Періодичній системі Д.І. Менделєєва.

Ступінь окислення атомів елементів у з'єднанні записують над символом даного елемента, вказуючи спочатку знак ступінь окислення, а потім її чисельне значення, наприклад.

Ряд елементів у сполуках виявляє постійний ступінь окиснення, що використовують при визначенні ступенів окиснення інших елементів:

Окисно-відновні властивості атомів різних елементів виявляються залежно від багатьох факторів, найважливіші з яких – електронна будоваелемента, його ступінь окислення у речовині, характер властивостей інших учасників реакції. З'єднання, до складу яких входять атоми елементів з максимальним (позитивним) ступенем окислення, наприклад, можуть тільки відновлюватися, виступаючи як окислювачі. З'єднання, що містять елементи з мінімальним ступенем окиснення, наприклад, можуть тільки окислюватися і виступати як відновники.

Речовини, що містять елементи з проміжними ступенями окиснення, наприклад, мають окислювально-відновною двоїстістю. Залежно від партнера реакції такі речовини здатні і приймати (при взаємодії з сильнішими відновниками), і віддавати (при взаємодії з сильнішими окислювачами) електрони.

Склад продуктів відновлення та окислення також залежить від багатьох факторів, у тому числі середовища, в якому протікає хімічна реакція, концентрації реагентів, активності партнера по окислювально-відновному процесу

Щоб записати рівняння окислювально-відновної реакції, необхідно знати, як змінюються ступені окислення елементів і які інші переходять окислювач і відновник. Розглянемо короткі характеристикинайчастіше вживаних окислювачів і відновників.

Найважливіші окислювачі.Серед простих речовин окислювальні властивості характери для типових неметалів: фтору F 2 , хлору Cl 2 , брому Br 2 , йоду I 2 , кисню О 2 .

Галогени, відновлюючись, набувають ступінь окислення -1, причому від фтору до йоду їх окисні властивості слабшають (F 2 має обмежене застосування внаслідок високої агресивності):

Кисень, відновлюючись, набуває ступеня окислення -2:

До найважливіших окислювачів серед кисневмісних кислот та їх солей відносяться азотна кислота HNO 3 та її солі, концентрована сірчана кислота Н 2 SO 4 , кисневмісні кислоти галогенів ННаlO x та їх солі, перманганат калію КМnО 4 і дихромат калію К 2 Сr 2 .

Азотна кислотавиявляє окисні властивості за рахунок азоту в ступені окиснення +5. При цьому можливе утворення різних продуктів відновлення:

Глибина відновлення азоту залежить від концентрації кислоти, а також від активності відновника, що визначається його окисно-відновним потенціалом:

Рис.1. Глибина відновлення азоту, залежно від концентрації кислоти.

Наприклад, окислення цинку (активний метал) азотною кислотою супроводжується утворенням різних продуктів відновлення, ні для концентрації HNO 3 приблизно 2 % (мас.) переважно утворюється NH 4 NO 3:

при концентрації HNO 3 приблизно 5 % (мас.) – N 2 O:

при концентрації HNO 3 близько 30% (мас.) - NO:

а при концентрації HNO 3 приблизно 60% (мас.) переважно утворюється - NO 2:

Окислювальна активність азотної кислоти посилюється зі зростанням концентрації, тому концентрована HNO 3 окислює не тільки активні, але й малоактивні метали, такі як мідь та срібло, утворюючи переважно оксид азоту (IV):

а також і неметали, такі як сірка і фосфор, окислюючи їх до кислот, що відповідають вищим ступеням окислення:

Солі азотної кислоти ( нітрати) можуть відновлюватися в кислотній, а при взаємодії з активними металами та в лужному середовищі, а також у розплавах:

Царська горілка– суміш концентрованої та азотної кислот, змішаних у співвідношенні 1:3 за обсягом. Назва цієї суміші пов'язана з тим, що вона розчиняє навіть такі шляхетні метали, як золото та платина.

Протікання цієї реакції обумовлено тим, що царська горілка виділяє нітрозилхлорид NOCl та вільний хлор Cl 2:

під дією яких метали переходять у хлориди.

Сірчана кислотавиявляє окислювальні властивості в концентрованому розчині за рахунок сірки в ступені окислення +6:

Склад продуктів відновлення визначається головним чином активністю відновника та концентрацією кислоти:

Рис.2. Відновна активність сірки в залежності від

Концентрація кислоти.

Так, взаємодія концентрованої Н 2 SO 4 з малоактивними металами, деякими неметалами та їх сполуками призводить до утворення оксиду сірки (IV):

Активні метали відновлюють концентровану сірчану кислоту до сірки або сірководню:

при цьому одночасно утворюються Н 2 S, S і SO 2 у різних співвідношеннях. Однак і в цьому випадку основним продуктом відновлення Н 2 SO 4 є SO 2 так як виділяються S і Н 2 S можуть окислюватися концентрованою сірчаною кислотою:

та їх солі (див. табл. П.1.1) часто використовують як окислювачі, хоча багато хто з них виявляє подвійний характер. Як правило, продукти відновлення цих сполук - хлориди та броміди (ступінь окислення -1), а також йод (ступінь окислення 0);

Однак і в цьому випадку склад продуктів відновлення залежить від умов протікання реакції, концентрації окислювача та активності відновника:

Перманганат каліювиявляє окислювальні властивості за рахунок марганцю в ступені окислення +7. Залежно від середовища, в якому протікає реакція, він відновлюється до різних продуктів: у кислотному середовищі – до солей марганцю (II), у нейтральній – до оксиду марганцю (IV) у гідратній формі MnO(O) 2 , у лужній – до манганат -і вона

кислотне середовище

нейтральне середовище

лужне середовище

Дихромат калію, До складу молекули якого входить хром у ступені окислення +6, є сильним окислювачем при спіканні та в кислотному розчині

виявляє окисні властивості і в нейтральному середовищі

У лужному середовищі рівновага між хромат-і дихромат-іонами

зміщено у бік освіти, тому в лужному середовищі окислювачем є хромат каліюДо 2 СrO 4:

проте До 2 СrO 4 слабший окислювач порівняно з До 2 Сr 2 O 7 .

Серед іонів окислювальні властивості виявляють іон водню Н+ та іони металів найвищою мірою окислення. Іон воднюН + виступає як окислювач при взаємодії активних металів з розбавленими розчинами кислот (за винятком НNO 3)

Іони металіввідносно високого ступеня окислення, такі як Fe 3+ , Сu 2+ , Нg 2+ , відновлюючись, перетворюючись на іони нижчого ступеня окислення

або виділяються із розчинів їх солей у вигляді металів

Найважливіші відновники. До типових відновників серед простих речовин відносяться активні метали, такі як лужні та лужноземельні метали, цинк, алюміній, залізо та інші, а також деякі неметали (водень, вуглець, фосфор, кремній).

Металив кислотному середовищі окислюються до позитивно заряджених іонів:

У лужному середовищі окислюються метали, що виявляють амфотерні властивості; при цьому утворюються негативно заряджені аніони або гідроксокомпаненти:

Неметали, окислюючись, утворюють оксиди або відповідні кислоти:

Відновлювальними функціями мають безкисневі аніони, наприклад Cl - , Вr - , I - , S 2- , Н - і катіони металів вищою мірою окислення.

У ряді галогенід-іонів, які, окислюючись, зазвичай утворюють галогени:

відновлювальні властивості посилюються від Cl - до I -.

Гідридиметалів виявляють відновлювальні властивості за рахунок окислення пов'язаного з воднем (ступінь окислення -1) до вільного водню:

Катіонами металіву нижчому ступені окислення, таким як Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg 2 2+ та іншим, при взаємодії з окислювачами властиво підвищення ступеня окислення:

Окисно-відновна двоїстість.Серед простих речовин Окислювально-відновна двоїстість характерна для елементів VIIA, VIA і VA підгруп, які можуть підвищувати, так і знижувати свій ступінь окислення.

Часто використовувані як окислювачі галогенипід впливом сильніших окислювачів виявляють відновлювальні властивості (крім фтору). Їх окисні здібності зменшуються, а відновлювальні властивості збільшуються від Cl 2 до I 2:

Рис.3. Окисно-відновна здатність галогенів.

Цю особливість ілюструє реакція окислення йоду хлором у водному розчині:

До складу кисневмісних сполук, що виявляють двоїстість поведінки в окисно-відновних реакціях, також входять елементи в проміжному ступені окислення. Кислородовмісні кислоти галогенівта їх солі, до складу молекул яких входить галоген у проміжному ступені окислення, можуть бути як окислювачами

так і відновниками

Перекис водню, Що містить кисень у ступені окислення -1, у присутності типових відновників виявляє окислювальні властивості, оскільки ступінь окислення кисню може знижуватися до -2:

Останню реакцію використовують при реставрації картин старих майстрів, фарби яких, що містять свинцеві білила, чорніють через взаємодію із сірководнем повітря.

При взаємодії з сильними окислювачами ступінь окислення кисню, що входить до складу пероксиду водню, підвищується до 0, Н 2 Про 2 виявляє властивості відновника:

Азотиста кислотаі нітрити, До складу яких входить азот в ступені окислення +3, а також можуть виступати як у ролі окислювачів

так і в ролі відновників

Класифікація.Розрізняють чотири типи окислювально-відновних реакцій.

1. Якщо окислювач і відновник різні речовини, такі реакції відносяться до міжмолекулярним. Прикладами є всі розглянуті реакції раніше.

2. При термічному розкладанні складних сполук, до складу яких входять окислювач та відновник у вигляді атомів різних елементів, відбуваються окислювально-відновні реакції, які називаються внутрішньомолекулярними:

3. Реакції диспропорціонування (дисмутаціїабо, згідно зі застарілою термінологією, самоокислення - самовідновлення) можуть відбуватися, якщо сполуки, що містять елементи в проміжних ступенях окислення, потрапляють до умов, де вони виявляються нестійкими (наприклад, при підвищеній температурі). Ступінь окислення цього елемента і підвищується, і знижується:

4. Реакції контрпропорціонування (конмутації) – це процеси взаємодії окислювача і відновника, до складу яких входить той самий елемент з різними ступенями окислення. В результаті продуктом окиснення та відновлення є речовина з проміжним ступенем окиснення атомів даного елемента:

Існують також реакції змішаного типу. Наприклад, до внутрішньомолекулярної реакції контрпропорціонування відноситься реакція розкладання нітрату амонію.

Упорядкування рівнянь.

Рівняння окислювально-відновних реакцій становлять, ґрунтуючись на принципах рівності числа одних і тих самих атомів до і після реакції, а також враховуючи рівність числа електронів, що віддаються відновником, та числа електронів, що приймаються окислювачем, тобто. електронейтральність молекул. Реакцію представляють як системи двох напівреакцій – окислення і відновлення, підсумовування яких з урахуванням зазначених принципів призводить до складання загального рівняння процесу.

Для складання рівнянь окислювально-відновних реакцій найчастіше використовують метод електронно-іонних напівреакцій та метод електронного балансу.

Метод електронно-іонних напівреакційзастосовують при складанні рівнянь реакції, що протікають у водному розчині, а також реакції за участю речовин, ступінь окислення елементів яких важко визначити (наприклад, KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Відповідно до цього способу, виділяють такі основні етапи складання рівняння реакцій.

а) записують загальну молекулярну схему процесу із зазначенням відновника, окислювача та середовища, в якому протікає реакція (кислотна, нейтральна або лужна). Наприклад

б) з огляду на дисоціацію електролітів у водному розчині, цю схему представляють у вигляді молекулярно-іонної взаємодії. Іони, ступеня окислення атомів яких не змінюються, у схемі не вказують, за винятком іонів середовища (Н + , ОН -):

в) визначають ступеня окислення відновника та окислювача, а також продуктів їх взаємодії:

е) додають іони, які не брали участь у процесі окислення – відновлення, зрівнюють їх кількість ліворуч і праворуч, та записують молекулярне рівняння реакції

Найбільші труднощі виникають при складанні матеріального балансу напівреакцій окислення та відновлення, коли змінюється кількість атомів кисню, що входять до складу частинок окислювача та відновника. Слід враховувати, що у водних розчинах зв'язування чи приєднання кисню відбувається за участю молекул води та іонів середовища.

В процесі окислення на один атом кисню, що приєднується до частки відновника, в кислотному та нейтральному середовищах витрачається одна молекула води і утворюються два іони Н + ; у лужному середовищі витрачаються два гідроксид-іони ВІН - і утворюється одна молекула води (табл.1.1).

Для зв'язування одного атома кисню окислювача в кислотному середовищі у процесі відновлення витрачаються два іони Н+ та утворюється одна молекула води; в нейтральному та лужному середовищах витрачається одна молекула Н 2 Про утворюються два іони ВІН - (табл.1, 2).

Таблиця 1

Приєднання атомів кисню до відновника у процесі окислення

Таблиця 2

Зв'язування атомів кисню окислювача у процесі відновлення

Переваги методу електронно-іонних напівреакцій у тому, що з складанні рівнянь окислювально-відновних реакцій враховуються реальні стану частинок у розчині і роль середовища у перебігу процесів, немає необхідності використання формального поняття ступеня окислення.

Метод електронного балансу, заснований на обліку зміни ступеня окиснення та принципі електронейтральності молекули, є універсальним. Його зазвичай використовують для складання рівнянь окисно-відновних реакцій, що протікають між газами, твердими речовинами та в розплавах.

Послідовність операцій, згідно з методом, така:

1) записують формули реагентів та продуктів реакції у молекулярному вигляді:

2) визначають ступеня окислення атомів, що змінюють її в процесі реакції:

3) за зміною ступенів окислення встановлюють число електронів, що віддаються відновником, і число електронів, що приймаються окислювачем, і становлять електронний баланс з урахуванням принципу рівності числа електронів, що віддаються і приймаються:

4) множники електронного балансу записують у рівняння окисно-відновної реакції як основні стехіометричні коефіцієнти:

5) підбирають стехіометричні коефіцієнти інших учасників реакції:

При складанні рівнянь слід враховувати, що окислювач (або відновник) може витрачатися не тільки в основній окислювально-відновній реакції, але і при зв'язуванні продуктів реакції, що утворюються, тобто виступати в ролі середовища і солеутворювача.

Прикладом, коли роль середовища грає окислювач, є реакція окислення металу в азотній кислоті, складена методом електронно-іонних напівреакцій:

Прикладом, коли відновник є середовищем, в якому протікає реакція, є реакція окислення соляної кислоти дихроматом калію, складена методом електронного балансу:

При розрахунку кількісних, масових та об'ємних співвідношень учасників окисно-відновних реакцій використовують основні стехіометричні закони хімії та, зокрема, закон еквівалентів. Для визначення напряму та повноти перебігу окислювально-відновних процесів використовують значення термодинамічних параметрів даних систем, а при перебігу реакцій у водних розчинах – значення відповідних електродних потенціалів.