Окислительно-восстановительные реакции

План урока

Степень окисления
Процессы окисления и восстановления
Применение окислительно-восстановительных процессов

Цели урока

уметь определять окислительно-восстановительные процессы по уравнению реакции с использованием степеней окисления атомов элементов
знать, что такое окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления
уметь расставлять коэффициенты в уравнении ОВР с использованием метода электронного баланса

Вступление

Единство и борьба противоположностей — это основной философский закон природной и общественно-исторической действительности и её познания человеческим мышлением, выражающий суть того, что каждый объект заключает в себе противоположности.

Одним из кладезей примеров, иллюстрирующих этот закон, является наука химия. Так, например, атом содержит в себе положительно заряженные (ядро) и отрицательные заряженные (электронные оболочки) включения, образующие единую структуру.

Ещё одним ярким примером являются амфотерные соединения, двойственная природа которых проявляется в кислотных и основных свойствах, заключённых в одном веществе.

Степень окисления

Окислительно-восстановительные реакции, наряду с обратимыми химическими процессами, являются примерами, наиболее ярко отражающими действие на практике вышеупомянутого философского закона.

Окислительно-восстановительными называют химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов, образующих реагирующие вещества.

Для составления окислительно-восстановительных реакций необходимо в первую очередь определить степени окисления.

Степенью окисления называют условный заряд атома химического элемента в соединении, который рассчитан, исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные.

Для обозначения степени окисления атома над символом химического элемента сначала записывают знак заряда, а затем его цифровое значение.

Например: Na⁺¹₂О⁻², Ca⁺²О^-2, Al⁺³₂О⁻²₃.

При расстановке степеней окисления следует учитывать основные правила:

металлы в соединениях всегда имеют положительное значение степени окисления;
степени окисления металлов главных подгрупп численно равны номеру группы;
кислород всегда находится в соединениях в степени окисления −2, за исключением пероксидов ( ${Na}_{2} O_{2}^{- 1}$ ) и фторида кислорода ( $O^{+ 2} F_{2}$ );
фтор всегда находится в соединениях в степени окисления −1;
водород всегда проявляет в соединениях степень окисления +1, за исключением гидридов металлов ( ${NaH}^{- 1}$ );
степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: ${Al}^{0}, {H^{0}}_{2}, {F^{0}}_{2}, {Ca}^{0}, O_{2}^{0}$ ;
в соединениях сумма значений положительных и отрицательных степеней окисления равна нулю.

Пример 1

Расставить степени окисления атомов в сульфате железа (III).

Давайте выясним, как расставить степени окисления.

1. Запишем формулу соединения ${Fe}_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ .

2. Степень окисления железа соответствует валентности, указанной в скобках у названия, и имеет положительный заряд (+3): ${Fe}^{+ 3}_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ .

3. 3. Суммарный заряд сульфат-иона (SO₄) по таблице растворимости равен 2−, соответственно, степени окисления серы и кислорода в сумме также должны быть равны −2.

4. Степень окисления кислорода в любых соединениях, кроме фторидов и пероксидов, равен −2, значит, заряд серы должен быть положительным.

5. Рассчитываем степень окисления серы: ${(S^{+ x} {O^{- 2}}_{4})}^{2 -}$ .

$х + (- 2) \cdot 4 = - 2$

$х + (- 8) = - 2$

$х = - 2 + 8$

$х = + 6$

В результате получаем степень окисления серы, равную +6.

6. Расставляем степени окисления в сульфате железа (III):

${Fe}^{+ 3}_{2} {(S^{+ 6} {O^{- 2}}_{4})}^{2 -}_{3}$ .

Ответ: ${Fe}^{+ 3}_{2} {(S^{+ 6} {O^{- 2}}_{4})}^{2 -}_{3}$ .

Упражнение 1

1. Какая степень окисления у алюминия в алюминате натрия?

2. Вычислите степень окисления выделенного углерода в соединении:

${CH}_{3} - {CH}_{2} - C H_{2} - OH$ .

3. Вычислите степень окисления у атома марганца в ${KMnO}_{4}$ .

Процессы окисления и восстановления

Рассмотрим окислительно-восстановительный процесс между цинком и азотной кислотой. Запишем схему реакции:

$Zn + {HNO}_{3} \to Zn {({NO}_{3})}_{2} + NO + H_{2} O$ .

Расставим степени окисления и определим атомы, которые их изменили в процессе реакции.

${Zn}^{0} + H^{+ 1} N^{+ 5} {O^{- 2}}_{3} \to {Zn}^{+ 2} {(N^{+ 5} {O^{- 2}}_{3})}_{2} + N^{+ 2} O^{- 2} + H_{2} O$ .

В результате видим, что степень окисления изменилась у атомов цинка и азота. Коэффициенты находим с помощью метода электронного баланса. Электронный баланс составляем под уравнением, определяем количество отданных и принятых электронов. Затем находим наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов (НОК — число, которое делится на каждое из двух чисел). Составляем уравнения электронного баланса:

Кол-во электронов НОК Коэффициент

${Zn}^{0} - 2 e = {Zn}^{+ 2}$ 2 3

$N^{+ 5} + 3 e = N^{+ 2}$ 3 2

Используя коэффициенты из третьего столбика, расставим их в уравнение. Сначала расставим коэффициенты в веществах, полностью изменяющих степень окисления. Затем по балансу элементов расставляем коэффициенты у всех остальных веществ:

$3 Zn + 8 {HNO}_{3} = 3 Zn {({NO}_{3})}_{2} + 2 NO + 4 H_{2} O$ .

Из схемы видно, что цинк отдаёт электроны, то есть он окисляется, и при этом выступает в качестве восстановителя. Процесс восстановления происходит при принятии электронов, то есть в качестве окислителя выступает азот.

Окисление — это процесс, при котором атом или ион отдаёт электроны в процессе химической реакции.

Восстановление — это процесс, при котором атом или ион принимает электроны в процессе химической реакции.

Одно вещество в реакциях может выступать и в роли окислителя, и в роли

восстановителя.

Во-первых, в состав вещества могут входить атомы элементов, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой — восстановителя.

Например, хлороводород (и его водный раствор — соляная кислота) проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона водорода H⁺¹ и восстановительные благодаря наличию галогена в минимальной степени окисления Cl^-1.

Во-вторых, некоторые вещества содержат атомы таких элементов, которые находятся в промежуточных степенях окисления. Соответственно, они тоже и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Наиболее сильными окислителями являются являются фтор, кислород, озон, пероксид водорода, галогены, хлорсодержащие кислоты, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат (дихромат) калия.

Наиболее сильными восстановителями выступают щелочные и щелочноземельные металлы, магний, алюминий, водород, аммиак, фосфин, фосфорная кислота, углерод.

Упражнение 2

Расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса:

$Zn + H_{2} {SO}_{4 (конц)} \to {ZnSO}_{4} + H_{2} S + H_{2} O$

Применение окислительно-восстановительных процессов

Из схемы видно, что окислительно-восстановительные реакции применяются как для металлургического и химического (синтез аммиака и кислот) производства, так и играют важную роль в процессах жизнедеятельности (дыхание, горение и фотосинтез).

Упражнение 3

Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты: $Zn {({NO}_{3})}_{2} \to ZnО + \dots + \dots$ .

Контрольные вопросы

1. Что заключается в понятии «степень окисления»?

2. Какие вещества могут выступать окислителями и восстановителями?

3. Какие реакции являются ОВР в процессе фотосинтеза?

Ответы

Упражнение 1

1. +3

2. −1

3. +7

Упражнение 2

$4 {Zn}^{0} + 5 {H^{+ 1}}_{2} S^{+ 6} {O^{- 2}}_{4 (конц)} \to 4 {Zn}^{+ 2} S^{+ 6} {O^{- 2}}_{4} + {H^{+ 1}}_{2} S^{- 2} + 4 H_{2} O$

Кол-во электронов НОК Коэффициент

${Zn}^{0} - 2 e = {Zn}^{+ 2}$ 2 4

$S^{+ 6} + 8 e = S^{- 2}$ 8 1

${Zn}^{0}$ ^— восстановитель, окисление

${H^{+ 1}}_{2} S^{+ 6} {O^{- 2}}_{4}$ — окислитель, восстановление

Упражнение 3

$2 Zn {({NO}_{3})}_{2} \to 2 ZnО + 4 {NO}_{2} + O_{2}$