9 классТема 2. Классификация химических реакций1,2. ОВР
Регистрация

Версия для слабовидящих
Чем легче учителю учить, тем труднее ученикам учиться
Лев Николаевич Толстой
Сертификат владельца сайта
Сертификат владельца сайта http://www.kuksova-irina.ru/
Школа "Карьера"
Высшая школа делового администрирования
Общероссийский рейтинг сайтов школьной тематики-2018
Проголосуй за наш сайт
Оцените мой сайт





Результаты
счетчик посещений
Банк Интернет-портфолио учителей
Мир олимпиад
ФГОС урок
Сейчас на сайте: 58
Периодическая таблица
Таблица растворимости
Праздники сегодня

Установите себе наш баннер

Показать код баннера

Окислительно-восстановительные реакции


Окислительно – восстановительные реакции - уже само название наводит тоску, что уж говорить про уравнения. А если отвлечься от уроков и посмотреть вокруг?
Каждый день мы встречаемся с тысячами окислительно- восстановительных реакций и даже не задумываемся какую роль они играют в нашей жизни. Без этих реакций невозможно наше существование.
 
Что нужно человеку для жизни? Воздух и еда. Мы поглощаем пищу и вдыхаем кислород и в нашем организме идут бесконечные процессы окисления, дающие нам энергию. Помните выражение: «Ты что, каши мало ел?»
 
 
 
 
 
 
Как приятно летом прогуляться по лесу или парку. Вокруг так много зелени. Но откуда все это берется? Проведите опыт. Возьмите горшок с землей, взвесьте и посадите семечко. Через несколько лет оно превратится в большое растение. Взвесьте это растение и отдельно землю, в которой оно росло, и вы увидите, что масса земли не изменилась, в то время как масса растения увеличилась. Откуда она взялась? Не удивляйтесь. Это тоже благодаря окислительно – восстановительной реакции  -фотосинтезу. В процессе фотосинтеза образуется так необходимый нам кислород и углеводы - строительный материал растений.
 

Любите кефир, сметану, сыр , йогурт? Это тоже продукты 
окислительно – восстановительных реакций, протекающих в молоке. Молочно - кислое брожение.
 

 

 

Если мы замерли, или хотим приготовить еду, то зажигаем огонь. Реакция горения это тоже окислительно – восстановительная реакция.

 

 

 

А знаете, что можно согреться и без огня, с помощью химических грелок. Например такой: совершенно сухую смесь железной (Fe) или алюминиевой (Al) стружки с солями меди (например, CuCl2) можно хранить довольно долго, а при добавлении воды температура сразу же повышается почти до 100оС за счет реакции:
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
При этом грелка, в которой хлорид меди CuCl2 превращается в хлорид железа FeCl2, сохраняет тепло около десяти часов.

Растениям очень необходим азот. Несмотря на то, что его в воздухе 78% по объёму , он практически недоступен. На помощь приходят опять же окислительно-восстановительные реакции, протекающие при помощи бактерий и некоторых клубеньковых растений.
Окислительно – восстановительные реакции повсюду. Значит, их нужно изучать.
Данный урок посвящен изучению окислительно-восстановительным реакциям, процессов окисления и восстановления. Вы познакомитесь с современными взглядами на эти процессы. На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

I. Сущность окисления и восстановления

Если через рас­твор хло­ри­да меди (II) про­пус­кать элек­три­че­ский ток, то на ка­то­де  вы­де­лит­ся медь, а на аноде об­ра­зу­ет­ся хлор.

Электролиз раствора хлорида меди(II)

Рис. 1. Элек­тро­лиз рас­тво­ра хло­ри­да меди (II)

Изоб­ра­зим схемы про­те­ка­ю­щих на элек­тро­дах про­цес­сов:

НА КА­ТО­ДЕ: Cu2+  → Cu0

НА АНОДЕ: 2Cl-  → Сl20

Чтобы ка­ти­он меди Cu2+ пре­вра­тил­ся в элек­то­ней­траль­ный атом меди, он дол­жен при­нять от ка­то­да 2 элек­тро­на. Чтобы из двух ани­о­нов хлора Cl- об­ра­зо­ва­лась мо­ле­ку­ла хлора, они долж­ны от­дать 2 элек­тро­на:

НА КА­ТО­ДЕ: Cu2+ + 2е → Cu0 (вос­ста­нов­ле­ние меди)

НА АНОДЕ: 2Cl- 2е → Сl20    (окис­ле­ние хлора)

Таким об­ра­зом, можно сде­лать вывод:

Вос­ста­нов­ле­ние – про­цесс при­ня­тия элек­тро­нов.

Окис­ле­ние – про­цесс от­да­чи элек­тро­нов.

Ве­ще­ство, от­да­ю­щее элек­тро­ны, на­зы­ва­ет­ся вос­ста­но­ви­те­лем. Ве­ще­ство, при­ни­ма­ю­щее элек­тро­ны, на­зывается окис­ли­те­лем.

Переход электронов от восстановителя к окислителю

Рис. 2. Пе­ре­ход элек­тро­нов от вос­ста­но­ви­те­ля к окис­ли­те­лю

Окис­ли­тель, при­ни­мая элек­тро­ны, сам при этом вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся. Вос­ста­но­ви­тель, от­да­вая элек­тро­ны, сам окис­ля­ет­ся.   

Про­цес­сы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния не могут про­те­кать раз­дель­но друг от друга, по­это­му го­во­рят об окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции.

Восстановителем может быть атом элемента, а восстановление - это процесс принятия электронов.

O_кислительВВ_осстановитель
ВВ_зял электроныO_тдал электроны
ВВ_осстановилсяO_кислился
S+6+2e¯→S+4S−2−2e¯→S0
степень окисления ↓степень окисления ↑
процесс восстановленияпроцесс окисления
Типичные окислители:Типичные восстановители:
  • простые вещества - неметаллы (O2,Cl2,Br2 и др.)
  • соединения, содержащие элемент в высшей степени окисления (H2SO4,HNO3
    K2Cr2O7,KMnO4 и др.)
  • простые вещества - металлы (Ca, Al, Na, Li и др.)
  • соединения, содержащие элемент в низшей степени окисления (H2S,NH3,CrSO4
    CO,SnCl2,FeCl2,CuCl  и др.) 

Есть ряд мнемонических правил, которые позволяют лучше запомнить разницу между этими понятиями:

  1. По первым буквам слов можно составить следующие сокращения:

    ОВВ:  окислитель - взял e¯ - восстановился 

    ВОО:  восстановитель - отдал - окислился

    2. Или использовать словосочетание "окислитель-грабитель".
  2.  
  3. 3. Запомнить стихотворение:
    Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. 
    Сам отдает грабителю, злодею-окислителю. 
    Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

 

II. Электронный баланс

1. Посмотрите анимацию: “Метод электронного баланса”

В окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной ре­ак­ции число при­ня­тых элек­тро­нов долж­но быть равно числу от­дан­ных элек­тро­нов. В рас­смат­ри­ва­е­мом про­цес­се элек­трон­ный ба­ланс можно изоб­ра­зить сле­ду­ю­щей схе­мой:

        2е-

 
 

Cu2+ + 2Cl- = Cu0 + Cl20

Если рас­смот­реть сущ­ность еще од­но­го окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­но­го про­цес­са (между же­ле­зом и суль­фа­том меди (II)), то мы уви­дим, что ка­ти­о­ны меди в этой ре­ак­ции вы­пол­ня­ют роль окис­ли­те­ля. В ре­зуль­та­те про­ис­хо­дит вос­ста­нов­ле­ние меди:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Cu2+ + 2e = Cu0

Роль вос­ста­но­ви­те­ля иг­ра­ет про­стое ве­ще­ство же­ле­зо:

Fe0 – 2e = Fe2+

При этом же­ле­зо окис­ля­ет­ся до двух­за­ряд­но­го ка­ти­о­на.

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции.

Вы уже зна­е­те, что окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ные ре­ак­ции могут про­те­кать под дей­стви­ем элек­три­че­ско­го тока. Такие ре­ак­ции на­зы­ва­ют элек­тро­ли­зом. Этот про­цесс был по­дроб­но изу­чен Май­к­лом Фа­ра­де­ем. Се­год­ня элек­тро­лиз ши­ро­ко при­ме­ня­ет­ся в про­мыш­лен­но­сти. С по­мо­щью него де­ла­ют копии раз­лич­ных де­та­лей, на­но­сят на сталь­ные де­та­ли ав­то­мо­би­лей за­щит­ный слой дру­го­го ме­тал­ла.

III. Понятие «окислительно-восстановительные реакции»

Рас­смот­рим ре­ак­цию маг­ния с кис­ло­ро­дом. За­пи­шем урав­не­ние этой ре­ак­ции и рас­ста­вим зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния ато­мов эле­мен­тов:

Как видно, атомы маг­ния и кис­ло­ро­да в со­ста­ве ис­ход­ных ве­ществ и про­дук­тов ре­ак­ции имеют раз­лич­ные зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния. За­пи­шем схемы про­цес­сов окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния, про­ис­хо­дя­щих с ато­ма­ми маг­ния и кис­ло­ро­да.

До ре­ак­ции атомы маг­ния имели сте­пень окис­ле­ния, рав­ную нулю, после ре­ак­ции - +2. Таким об­ра­зом, атом маг­ния по­те­рял 2 элек­тро­на:

Маг­ний от­да­ет элек­тро­ны и сам при этом окис­ля­ет­ся, зна­чит, он яв­ля­ет­ся вос­ста­но­ви­те­лем.

До ре­ак­ции сте­пень окис­ле­ния кис­ло­ро­да была равна нулю, а после ре­ак­ции стала -2. Таким об­ра­зом, атом кис­ло­ро­да при­со­еди­нил к себе 2 элек­тро­на:

Кис­ло­род при­ни­ма­ет элек­тро­ны и сам при этом вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся, зна­чит, он яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем.

За­пи­шем общую схему окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния:

Число от­дан­ных элек­тро­нов равно числу при­ня­тых. Элек­трон­ный ба­ланс со­блю­да­ет­ся.

IV. Отличие окислительно-восстановительных реакций от других реакций 

В окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ци­ях про­ис­хо­дят про­цес­сы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния, а зна­чит, ме­ня­ют­ся сте­пе­ни окис­ле­ния хи­ми­че­ских эле­мен­тов. Это от­ли­чи­тель­ный при­знак окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций.

Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ны­ми на­зы­ва­ют ре­ак­ции, в ко­то­рых хи­ми­че­ские эле­мен­ты из­ме­ня­ют свою сте­пень окис­ле­ния.

Рас­смот­рим на кон­крет­ных при­ме­рах, как от­ли­чить окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ную ре­ак­цию от про­чих ре­ак­ций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

2. СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Для того чтобы ска­зать, яв­ля­ет­ся ли ре­ак­ция окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной, необ­хо­ди­мо рас­ста­вить зна­че­ния сте­пе­ней окис­ле­ния ато­мов хи­ми­че­ских эле­мен­тов.

1. Na+1O-2H+1+ H+1Cl-1 = Na+1Cl-1 + H2+1O-2

Об­ра­ти­те вни­ма­ние, сте­пе­ни окис­ле­ния всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов слева и спра­ва от знака ра­вен­ства оста­лись неиз­мен­ны­ми. Зна­чит, эта ре­ак­ция не яв­ля­ет­ся окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ной.

2. С-4Н4+1 + 2О20 = С+4О2-2 + 2Н2+1О-2

В ре­зуль­та­те дан­ной ре­ак­ции сте­пе­ни окис­ле­ния уг­ле­ро­да и кис­ло­ро­да  по­ме­ня­лись. При­чем уг­ле­род по­вы­сил свою сте­пень окис­ле­ния, а кис­ло­род по­ни­зил. За­пи­шем схемы окис­ле­ния и вос­ста­нов­ле­ния:

С-4 -8е =С+4       - про­цесс окис­ле­ния

О20+4е = 2О-2    - про­цесс вос­ста­нов­ле­ния

Чтобы число от­дан­ных элек­тро­нов было равно числу при­ня­тых, т.е. со­блю­дал­ся элек­трон­ный ба­ланс, необ­хо­ди­мо до­мно­жить вто­рую по­лу­ре­ак­цию на ко­эф­фи­ци­ент 2:

С-4 -8е =С+4   -  вос­ста­но­ви­тель, окис­ля­ет­ся

20 +8е = 4О-2  - окис­ли­тель, вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся

Окис­ли­тель в ходе ре­ак­ции при­ни­ма­ет элек­тро­ны, по­ни­жая свою сте­пень окис­ле­ния, он вос­ста­нав­ли­ва­ет­ся.

Вос­ста­но­ви­тель в ходе ре­ак­ции от­да­ет элек­тро­ны, по­вы­шая свою сте­пень окис­ле­ния, он окис­ля­ет­ся.

V. Алгоритм составления ОВР

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:

HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + H2O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1. Указываем степени окисления химических элементов. 

Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2. Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов.

За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.
Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение: 

Рассмотрим более сложное уравнение:

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

Расставляем степени окисления химических элементов: 

Электронные уравнения примут следующий вид 

Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Существуют различные способы уравнивания.
Способ для чайников «Метод Гарсиа»
Способ для знатоков «Метод электронного баланса»
Способ для ботаников «Метод полуреакций»

ЦОРы

Анимация:“Метод электронного баланса”

Домашнее задание

  1. Параграф 1.
  2. Стр. 7 упр. 1,4,5,6 (письменно)
  3. Стр. 8 тест (письменно с решением)
Документы (всего: 7)
Документы (всего: 7)