Практическая работа составление уравнений окислительно восстановительных реакций методом

Данная практическая работа позволяет закрепить базовые знания студентов о составлении уравнений ОВР методом электронного баланса

Просмотр содержимого документа
«Практическая работа «Составление уравнений реакций окисления-восстановления, подбор коэффициентов в них»»

Составление уравнений реакций окисления–восстановления, Подбор коэффициентов в них

Цель работы: составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, определение окислителя, восстановителя (ОК03, ОК05)

Задачи работы: закрепить знания по составлению уравнений ОВР методом электронного баланса.

Пояснения к работе:

В результате изучения химии на базовом уровне студент должен:

— важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, степень окисления, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление;

— определять: степень окисления химических элементов, окислитель и восстановитель, принадлежность веществ к различным классам органических соединений;

— использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни для:

— понимания взаимосвязи учебного предмета с особенностями профессий и профессиональной деятельности, в основе которых лежат знания по данному учебному предмету.

1. Габриелян О.С. Химия для профессий и специальностей технического профиля [Текст]: учебник/О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов.-2-е изд; стер.-М.: Издательский центр «Академия»,-2016.-с.97;

2. Раздаточный материал.

Задания: Познакомьтесь с теоретическим материалом по теме «Окислительно-восстановительные реакции». Выполните нижеприведенные задания.

Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-окислителя:

Какие соединения и простые вещества могут проявлять только восстановительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-восстановителя:

Подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

Предварительная подготовка. Краткие теоретические сведения по теме

Степень окисления элемента — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только их ионов.

Реакции, в ходе которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Zn 0 – 2e = Zn +2 процесс окисления; Zn 0 — восстановитель

2H +1 + 2e = H₂ 0 процесс восстановления; Н + — окислитель

Металлический цинк Отдает электроны, Окисляется, а сам является Восстановителем (восстановитель – это тот, кто электроны отдает).

Катионы водорода Взяли электроны, Восстановились, а сами являются Окислителями.

Соединение, содержащее элемент в высшей степени окисления, может быть только окислителем (например: KMnO₄).

Соединение, содержащее элемент в низшей степени окисления, может быть только восстановителем (например: H₂S).

Соединение, содержащее элемент в промежуточной степени окисления, может быть и окислителем, и восстановителем в зависимости от его роли в конкретной химической реакции (например: H₂SO₃).

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

методом электронного баланса

Алгоритм составления уравнений

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом и определим степени окисления элементов

Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O₂) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12.

Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al₂O₃ необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях:

Электронный баланс: Mn +7 + 5e = Mn +2 2 ок-ль, восст-ся

2Cl -1 — 2e = Cl₂ 5 восст-ль, ок-ся

Требования к содержанию и оформлению отчёта по практической работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1.Наименование работы и её цель

2.Ход работы: решение задач оформить в соответствии с образцом.

3.Письменно ответить на задания контрольных вопросов для самопроверки.

Контрольные вопросы для самопроверки:

1. Высшая степень окисления элемента определяется:

а) по номеру периода б) по номеру группы

в) по порядковому номеру г) по подгруппе

2. Степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительной реакции:

а) повышается б) понижается

в) остается без изменения г) сначала повышается, затем понижается

3. Схема, отражающая процесс окисления:

а) S 0 → S -2 б) S +6 → S +4

в) S +4 → S +6 г) S +6 → S -2

4. Укажите вещество, в котором атом углерод имеет наибольшую степень окисления:

5. Степень окисления атома азота в ионе аммония NH₄ + :

Список литературы и Интернет — источников

Габриелян О.С. Химия для профессий и специальностей технического профиля [Текст]: учебник/О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов.-2-е изд; стер.-М.: Издательский центр «Академия»,-2016.-с.94

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Практическая работа №5. Метод электронного баланса.

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Рабочие листы и материалы для учителей и воспитателей

Более 2 500 дидактических материалов для школьного и домашнего обучения

Практическая работа №5. Метод электронного баланса.

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.

MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O

Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.

Определяем число потерянных и полученных электронов.

S (потерял) – 8е → S ; N (принял) +е → N

Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.

Восстановитель S – 8е → S 1 S – 8е → S окисление

Окислитель N +е → N 8 8 N +8е → 8 N восстановление

Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.

Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:

MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O

Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель .

Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.

Вариант 1. Вариант 2

H 2 + C 12 → 2 HC 1 2 H2 + O2 → H 2 O

O2 + 2Na → Na2O2 C1 + 2Na → 2NaC1

* K2SO3 → K2SO4 + K2S

** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO

Метод ионно-электронного баланса

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах , подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н ₂ О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .

Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то

избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды

в нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —

Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

· недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

· в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.

Ион хрома ( III ) в щелочной среде

Cr 3+ + 8OH — — 3ē = CrO ₄ 2- + 4H ₂ O

Ион хрома ( III ) в кислой среде

2Cr 3+ + 7H ₂ O — 6ē = Cr ₂ O ₇ 2- + 14 H +

H ₂ S — 2ē = S + 2H +

Практическая работа №5. Метод электронного баланса.

Составление уравнений реакций окисления–восстановления

Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-окислителя:

Какие соединения и простые вещества могут проявлять только восстановительные свойства? Выпишите такие вещества из предложенного перечня, укажите степень окисления элемента-восстановителя:

Подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

Предварительная подготовка. Краткие теоретические сведения по теме

Степень окисления элемента — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только их ионов.

Реакции, в ходе которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Zn 0 – 2e = Zn +2 процесс окисления; Zn 0 — восстановитель

2H +1 + 2e = H ₂ 0 процесс восстановления; Н + — окислитель

Металлический цинк О тдает электроны, О кисляется, а сам является В осстановителем (восстановитель – это тот, кто электроны отдает).

Катионы водорода В зяли электроны, В осстановились, а сами являются О кислителями.

Соединение, содержащее элемент в высшей степени окисления, может быть только окислителем (например: KMnO ₄ ).

Соединение, содержащее элемент в низшей степени окисления, может быть только восстановителем (например: H ₂ S).

Соединение, содержащее элемент в промежуточной степени окисления, может быть и окислителем, и восстановителем в зависимости от его роли в конкретной химической реакции (например: H ₂ SO ₃ ).

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

методом электронного баланса

Алгоритм составления уравнений

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом и определим степени окисления элементов

Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

Al 0 — 3e = Al +3 4 восст-ль, ок-ся

Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O ₂ ) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12.

Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al ₂ O ₃ необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено: 4Al + 3O ₂ = 2Al ₂ O ₃

Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях:

Электронный баланс: Mn +7 + 5e = Mn +2 2 ок-ль, восст-ся

2Cl -1 — 2e = Cl ₂ 5 восст-ль, ок-ся

Требования к содержанию и оформлению отчёта по практической работе

Запишите в журнал лабораторно-практических занятий:

1.Наименование работы и её цель

2.Ход работы: решение задач оформить в соответствии с образцом.

3.Письменно ответить на задания контрольных вопросов для самопроверки.

Контрольные вопросы для самопроверки:

1. Высшая степень окисления элемента определяется:

а) по номеру периода б) по номеру группы

в) по порядковому номеру г) по подгруппе

2. Степень окисления восстановителя в окислительно-восстановительной реакции:

а) повышается б) понижается

в) остается без изменения г) сначала повышается, затем понижается

3. Схема, отражающая процесс окисления:

а) S 0 → S -2 б) S +6 → S +4

в) S +4 → S +6 г) S +6 → S -2

4. Укажите вещество, в котором атом углерод имеет наибольшую степень окисления:

5. Степень окисления атома азота в ионе аммония NH ₄ + :

Краткое описание документа:

Практическая работа №5. Метод электронного баланса.

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.

MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O

Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.

Определяем число потерянных и полученных электронов.

S (потерял) – 8е → S;N (принял) +е → N

Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.

Восстановитель S – 8е → S1S – 8е → Sокисление

ОкислительN +е → N88N +8е → 8Nвосстановление

Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.

Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:

MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O

Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель.

Задание: В следующих окислительно-восстановительных реакциях укажите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения.

Вариант 1.Вариант 2

H2 + C12 → 2HC12H2 + O2 → H2O

O2 + 2Na → Na2O2C1 + 2Na → 2NaC1

* K2SO3 → K2SO4 + K2S

** As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 +NO

Метод ионно-электронного баланса

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, подбор коэффициентов предпочтительнее осуществлять при помощи метода полуреакций.

Порядок действий при подборе коэффициентов методом полуреакций:

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы и молекулы, которые изменяют степень окисления.

2. Определяют среду, в которой протекает реакция (Н + — кислая; ОН — — щелочная; Н₂О – нейтральная)

3. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают число атомов всех элементов.

1. Количество атомов кислорода уравнивают, используя молекулы воды или ионы ОН — .
2. Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то

• избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами Н + в молекулы воды
• в нейтральной и щелочной средеизбыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН —

1. Если исходный ион или молекула содержит меньшее число атомов кислорода, чем продукт реакции, то

недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счёт молекул воды

в щелочных растворах – за счёт ионов ОН — .

4. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций.

Для этого в левую часть каждой полуреакции добавляют (или вычитают) электроны с таким расчётом, чтобы суммарный заряд в левой и правой частях уравнений стал одинаковым. Умножаем полученные уравнения на наименьшие множители, для баланса по электронам.

5. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения. Сокращают подобные члены и получают ионно-молекулярное уравнение ОВР

6. По полученному ионно-молекулярному уравнению составляют молекулярное уравнение.

Пример:

2. Среда кислая – Н +

Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Составление уравнений ОВР методом электронного баланса
материал по химии по теме

Составления ОВР методом электронного баланса. Тест на ОВР.

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Скачать:

Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать

Предварительный просмотр:

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:

2KClO 3 2KCl + 3O 2 .

Напомним, что степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев значение степени окисления элемента не совпадает с его валентностью.

Для нахождения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, следует иметь в виду следующие правила:

1. Степень окисления атомов элементов в молекулах простых веществ равна нулю.

2. Степень окисления атомов водорода в соединениях обычно равна +1.

Исключения: в гидридах (соединениях водорода с металлами) cтепень окисления атомов водорода равна –1.

3. Степень окисления атомов кислорода в соединениях обычно равна –2.

 степень окисления кислорода во фториде кислорода (OF 2 ) равна +2.

 степень окисления кислорода в пероксидах (Н 2 О 2 , Na 2 O 2 ), содержащих группу –O–O–, равна –1.

4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

6. Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

– 2ē  2H + процесс окисления,

Fe +2 – ē  Fe +3 процесс окисления,

2J – – 2ē  процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

+ 4ē  2O –2 процесс восстановления,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 процесс восстановления,

Cu +2 +2ē  Cu 0 процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое — восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно — восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

 некоторые простые вещества:

металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

неметаллы: например, H 2 , C, S;

 некоторые сложные вещества: например, сероводород (H 2 S) и сульфиды (Na 2 S), сульфиты (Na 2 SO 3 ), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH 3 );

 катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 ;

 катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

 некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F 2 , CI 2 , Br 2 , I 2 ), халькогены (О 2 , О 3 , S);

 некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO 3 ),серная кислота (H 2 SO 4 конц. ), прерманганат калия (K 2 MnO 4 ), бихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 ), хромат калия (K 2 CrO 4 ), оксид марганца (IV) (MnO 2 ), оксид свинца (IV) (PbO 2 ), хлорат калия (KCIO 3 ), пероксид водорода (H 2 O 2 );

 анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций) .

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1. Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

1. Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

5 S +4 – 2 e- → S +6 процесс окисления, восстановитель

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 процесс восстановления, окислитель.

4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:

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

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ .

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

Al 0 – 3e – → Al +3 окисление, восстановитель,

Fe +3 +3e – → Fe 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe +3 ) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окисления – восстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

2 KClO 3 = KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 восстановление, окислитель

3 2O –2 – 4е – → окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O –2 ) и окислитель (CI +5 ) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

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

N –3 – 3e – → N 0 восстановление, окислитель

N +3 + 3e – → N 0 окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования .

Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – это реакции, при протекании которых один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления сам и повышает, и понижает свою степень окисления.

Cl 2 + H 2 O = HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.

Свойства простых веществ могут прогнозироваться по положению атомов их элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Так, все металлы в окислительно-восстановительных реакциях будут являться восстановителями. Катионы металлов могут быть и окислителями. Неметаллы в виде простых веществ могут быть как окислителями, так и восстановителями (исключая фтор и инертные газы).

Окислительная способность неметаллов усиливается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх.

Восстановительные способности, наоборот, уменьшаются слева направо и снизу вверх как для металлов, так и для неметаллов.

Если окислительно-восстановительная реакция металлов происходит в растворе, то для определения восстановительной способности используют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов). В этом ряду металлы расположены по мере убывания восстановительной способности их атомов и возрастания окислительной способности их катионов ( см. табл. 9 приложения ).

Наиболее активные металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до магния, могут реагировать с водой, вытесняя из нее водород.

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ↑

При взаимодействии металлов с растворами солей следует иметь в виду, что каждый более активный металл (не взаимодействующий с водой) способен вытеснять (восстанавливать) стоящий за ним металл из раствора его соли .

Так, атомы железа могут восстановить катионы меди из раствора сульфата меди (CuSO 4 ):

Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

Fe 0 – 2e – = Fe +2 окисление, восстановитель

Cu +2 + 2e – = Cu 0 восстановление, окислитель.

В этой реакции железо (Fe) расположено в ряду активности до меди (Cu) и является более активным восстановителем.

Реакция, например, серебра с раствором хлорида цинка будет невозможна, так как серебро расположено в ряду стандартных электродных потенциалов правее цинка и является менее активным восстановителем.

Все металлы, которые стоят в ряду активности до водорода, могут вытеснять водород из растворов обычных кислот, то есть восстанавливать его:

Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2 ↑

Zn 0 – 2e – = Zn +2 окисление, восстановитель

2H + + 2e – → восстановление, окислитель.

Металлы, которые стоят в ряду активности после водорода, не будут восстанавливать водород из растворов обычных кислот.

Чтобы определить, может ли быть окислителем или восстановителем сложное вещество, необходимо найти степень окисления элементов, его составляющих. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления , могут ее только понижать, принимая электроны. Следовательно, вещества, молекулы которых содержат атомы элементов в высшей степени окисления, будут только окислителями .

Например, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 в окислительно-восстановитель-ных реакциях будут выполнять функцию только окислителя. Степени окисления азота (N +5 ), марганца (Mn +7 ) и серы (S +6 ) в этих соединениях имеют максимальные значения (совпадают с номером группы данного элемента).

Если элементы в соединениях имеет низшую степень окисления, то они могут ее только повышать, отдавая электроны. При этом такие вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления, будут выполнять функцию только восстановителя .

Например, аммиак, сероводород и хлороводород (NH 3 , H 2 S, НCI) будут только восстановителями, так как степени окисления азота (N –3 ), серы (S –2 ) и хлора (Cl –1 ) являются для этих элементов низшими.

Вещества, в состав которых входят элементы, имеющие промежуточные степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями , в зависимости от конкретной реакции. Таким образом, они могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.

К таким веществам относятся, например, пероксид водорода (H 2 O 2 ), водный раствор оксида серы (IV) (сернистая кислота), сульфиты и др. Подобные вещества, в зависимости от условий среды и наличия более сильных окислителей (восстановителей) могут проявлять в одних случаях окислительные свойства, а в других — восстановительные.

Как известно, многие элементы имеют переменную степень окисления, входя в состав различных соединений. Например, сера в соединениях H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SО 4 и сера S в свободном состоянии имеет соответственно степени окисления –2, +4, +6 и 0. Сера относится к элементам р -электронного семейства, ее валентные электроны расположены на последнем s — и р -подуровнях (. 3 s 3 р ). У атома серы со степенью окисления – 2 валентные подуровни полностью укомплектованы. Поэтому, атом серы с минимальной степенью окисления (–2) может только отдавать электроны (окисляться) и быть только восстановителем. Атом серы со степенью окисления +6 потерял все свои валентные электроны и в данном состоянии может только принимать электроны (восстанавливаться). Поэтому атом серы с максимальной степенью окисления (+6) может быть только окислителем.

Атомы серы с промежуточными степенями окисления (0, +4) могут и терять и присоединять электроны, то есть быть как восстановителями, так и окислителями.

Аналогичные рассуждения правомочны при рассмотрении окислительно-восстановительных свойств атомов других элементов .

На характер протекания окислительно-восстановительной реакции влияет концентрация веществ, среда раствора и сила окислителя и восстановителя. Так, концентрированная и разбавленная азотная кислота по-разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Глубина восстановления азота (N +5 ) азотной кислоты (окислителя) будет определяться активностью металла (восстановителя) и концентрацией (разбавлением) кислоты.

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

8HNO 3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3(конц.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3(c. разб.) + 4Мg = 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Существенное влияние на протекание окислительно-восстановительных процессов оказывает реакция среды.

Если в качестве окислителя используют перманганат калия (KMnO 4 ), то в зависимости от реакции среды раствора, Mn +7 будет восстанавливаться по-разному:

в кислой среде (до Mn +2 ) продуктом восстановления будет соль, например, MnSO 4 ,

в нейтральной среде (до Mn +4 ) продуктом восстановления будет MnO 2 или MnO(OH) 2 ,

в щелочной среде (до Mn +6 ) продуктом восстановления будет манганат, например, К 2 MnO 4 .

Например, при восстановлении раствора перманганата калия сульфитом натрия, в зависимости от реакции среды, будут получаться соответствующие продукты:

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

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

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

Температура системы также влияет на ход окислительно-восстановительной реакции. Так, продукты взаимодействия хлора с раствором щелочи будут различны в зависимости от температурных условий.

При взаимодействии хлора с холодным раствором щелочи реакция идет с образованием хлорида и гипохлорита:

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

CI 0 – 1e – → CI +1 окисление, восстановитель.

Если взять горячий концентрированный раствор КОН , то в результате взаимодействия с хлором получим хлорид и хлорат:

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 восстановление, окислитель

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 окисление, восстановитель.

🎥 Видео

Окислительно-восстановительные реакции. 3 часть. 9 класс.Скачать

Учимся составлять электронный баланс/овр/8классСкачать

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного балансаСкачать

ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать

Метод электронного баланса. Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 11 класс.Скачать

ОВР для чайников — Как определить Окислитель и Восстановитель #shorts #youtubeshortsСкачать

Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Упрощенный подход.Скачать

Лабораторная работа №4. Окислительно-восстановительные реакции. Основные окислители и восстановителиСкачать

Химия, 9 класс, тема "Окислительно-восстановительные реакции" (учитель Швецова Елена Евгеньевна)Скачать

Окислительно-восстановительные реакции. Видеоурок по химии 9 классСкачать

5. Окислительно-восстановительные реакцииСкачать

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Что надо знать и как их решатьСкачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 3ч. 10 класс.Скачать

Решение ОВР методом полуреакцийСкачать

Лабораторная работа «Окислительно-восстановительные реакции» опыт 2Скачать

89. Как расставить коэффициенты реакции методом электронного баланса (закрепление)Скачать