"Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса" по технологии модульного обучения

Цели:

• изучить реакции, идущие с изменением степени окисления;
• уяснить понятие степень окисления и как определить степень окисления элемента;
• закрепить навыки и умения в расстановке коэффициентов методом электронного баланса с использованием математических знаний;
• развитие коммуникативных качеств путём использования работы по парам и в группах.

1. Окислительно-восстановительные реакции

1.1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. В ОВР происходит переход от одних атомов, молекул или ионов к другим.

1.2. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что она состоит из ионов. При расчете степени окисления исходят из электроотрицательности молекул: сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю. Постоянную степень окисления имеют: Н⁺¹, О^–2 , Ме^{+ по валентности}, свободный элемент⁰.

Определим степени окисления элементов:

Н2СО3 +2 +4 –6 = 0

Н3РО4 +3 +5 –8 = 0

1.3. Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением.

Э – пе ---- Э^+п, где Э – восстановитель.

1.4. Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом называется восстановлением

Э + пе ---- Э^–п, где Э – окислитель.

1.5. Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны называются восстановителями, в результате ОВР они окисляются.

1.6. Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны называются окислителями, при этом они восстанавливаются.

1.7. Окисление всегда сопряжено с восстановлением.

Число электронов, участвующих в процессе окисления равно числу электронов, участвующих в процессе восстановления.

1.8. Окислителем или восстановителем, в зависимости от конкретных условий могут выступать:

а) ионы металлов и неметаллов в промежуточной степени окисления. Например:

Fe⁺² – 1e^– ---- Fe⁺³, где Fe⁺² – восстановитель, реакция окисления;
Fe⁺³ + 2e^– ---- Fe⁰, где Fe⁺² – окислитель, реакция восстановления;
S⁺⁴ – 2e^– ---- S⁺⁶, где S⁺⁴ – восстановитель, реакция окисления;
S⁺⁴ + 6e^– ---- S^–2, где S⁺⁴ – окислитель, реакция восстановления.

б) элементы главных подгрупп 4 и 5 групп периодической системы элементов.

Например:

C + O₂ ---- CO₂;
C⁰ – 4e^– ---- C⁺⁴, где C⁰ – восстановитель, реакция окисления;
C + 2H₂ ---- CH₄;
C⁰ + 4e^– ---- C^–4, где C⁰ – окислитель, реакция восстановления.

2. Методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций

2.1. Подбор стехиометрических коэффициентов в ОВР можно проводить методом электронного баланса или методом полуреакций. Рассмотрим подробно метод электронного баланса на примере реакции:

Ca₃(PO₄)₂ + C + SiO₂ ---- CaSiO₃ + P + CO.

2.2. Порядок нахождения коэффициентов следующий:

а) Определяем элементы, меняющие степень окисления – это Р и С.

б) Составляем электронные уравнения процессов восстановления и окисления, учитывая количество атомов восстановления или окисления в исходных молекулах:

2Р⁺⁵ + 10е^– ---- 2Р⁰, процесс восстановления, Р⁺⁵ – окислитель.
С⁰ – 2е^– ---- С⁺², процесс окисления, С⁰ – восстановитель.

в) Находим наименьшее общее кратное, чтобы уравнять количество электронов в процессах окисления и восстановления:

г) Подставим найденные коэффициенты в уравнение ОВР:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + SiO₂ ---- CaSiO₃ + 2P + 5CO.

д) Подбор следующих коэффициентов осуществляем в строгой последовательности:

1. Уравниваем катионы, не имеющие степень окисления (в данном случае – Са⁺²).
2. Уравниваем неметаллы, не меняющие степень окисления (в данном случае – Si⁺⁴).
3. Уравниваем атомы водорода (в данном случае они отсутствуют).

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ ---- 3CaSiO₃ + 2P + 5CO

е) правильность подбора коэффициентов проверяем подсчитывая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения.

2.3. В некоторых реакциях кислоты, выступающие как окислитель (или восстановитель), могут выполнять и роль среды, выступая в качестве солеобразователя без изменения степени окисления:

Cu + HNO₃ ---- Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu + 2HNO_{3(окислитель)} + 2HNO_{3(солеобразователь)} ---- Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Итоговое: Cu + 4HNO₃ ---- Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 10HCl + хHCl_{(солеобразователь)} ---- 2MnCl₂ + KCl + 5Cl₂ + H₂O

Уравниваем катионы металла, не меняющего степень окисления (это К⁺):

2KMnO₄ + 10HCl + хHCl_{(солеобразователь)} ---- 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + H₂O

Из правой части уравнения следует, что 6 молекул НСl используется для солеобразования, поэтому всего в левой части уравнения должно быть 16 молекул НСl. Осталось уравнять водород:

2KMnO₄ + 16HCl ---- 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂O

3. Задания для самостоятельной работы

3.1. Определите степени окисления элементов в следующих веществах и указать окислителем или восстановителем будут они в ОВР:

HClO_4, MnO₂, HCl, NH₃, H₂O₂, H₂S, Na₂CrO₄, N₂O₅, PH₃, NaJO_2.

3.2. Составить электронные уравнения:

N+5 N+3 N+3

---- N+4 ---- N+5 ----N+2

C0 Mn+7 As+3

---- C+4 ---- Mn+2 ---- As+5

S-2 Al0 Bi+5

---- S+4 ---- Al+3 ---- Bi+3

3.4. Определите степень окисления азота в веществах: N₂O₄, (NH₄)₂CO₃, NO₂^–, NH₄Cl, N₂H₄, NH₂OH, Pb(NO₂)_2.

3.5. Определите степень окисления хлора в веществах: KClO_3, Cl₂, NaClO, Ca(ClO)_2, AlCl_3.

4. Классификация окислительно-восстановительных реакций

4.1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это ОВР, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Уравнивание проводим методом электронного баланса:

2HN⁺³O₂ + H₂S^–2 ---- 2N ⁺²O + S⁰ + 2H₂O

N⁺³ + 1e^- ---- N⁺² 2 окислитель, восстановление
S^–2 ---- 2e^- ---- S⁰ 1 восстановитель, окисление

KI⁺⁵O₃ + 5RI^– + 3H₂SO₄ ---- 3I₂⁰ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

I⁺⁵ + 5e^– ---- I⁰ 1 окислитель, восстановление
I^–1 – 1e^– ---- I⁰ 5 восстановитель, окисление

2KMn⁺⁷O₄ + 5H₂O₂^–1 + 3H₂SO₄ ---- 2Mn ⁺²SO₄ + 5O₂⁰ + K₂SO₄ + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^– ---- Mn⁺² 2 окислитель, восстановление
2O^–1 – 2e^– ---- O₂⁰ 5 восстановитель, окисление

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ ---- 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e^– ---- Mn⁺² 2 окислитель, восстановление
Fe⁺² – 1e^– ---- Fe⁺³ 5 восстановитель, окисление

Наименьшее общее кратное 5 умножаем на 2, так4 как в продуктах реакции атомов железа должно быть четное количество.

4.2. К этому же типу ОВР можно отнести и реакции межатомного и атомно-молекулярного окисления-восстановления:

Fe⁰ + S⁰ ---- Fe⁺²S^–2
Fe – 2e^– ---- Fe⁺² восстановитель, окисление
S⁰ + 2e^– ---- S^–2 окислитель, восстановление

HN ⁺⁵O₃ + Cu⁰ ---- Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O
Cu⁰ – 2e^– ---- Cu ⁺² восстановитель, окисление
N⁺⁵ + 1e^– ---- N⁺⁴ окислитель, восстановление

4.3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это ОВР, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной молекулы или иона и могут быть представлены как разными элементами, так и одним элементом, но в разных степенях окисления:

2NaN⁺⁵O₃^–2 ---- 2NaN⁺³O₂ + O₂⁰
N⁺⁵ +2e^– ---- N⁺³ 2 окислитель, восстановление
2O^–2 – 4e^– ---- O⁰₂ 1 восстановитель, окисление

2KCl⁺⁵O₃ ---- 2KCl^– + 3O₂⁰
Cl⁺⁵ + 6e^– ---- Cl^–1 2 окислитель, восстановление
2O^–2 – 4e^– ---- O₂⁰ 3 восстановитель, окисление

(N^–3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ ---- N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O
2N^–3 – 6e^– ---- N₂⁰ 1 окислитель, восстановление
2Cr⁺⁶ + 6e^– ---- 2Cr⁺³ 1 восстановитель, окисление

2Hg⁺²O^–2 ---- 2Hg⁰ + O₂⁰
Hg⁺² + 2e^– ---- Hg⁰ 2 окислитель, восстановление
2O^–2 – 4e^– ---- O₂⁰ 1 восстановитель, окисление

N^–3H₄N⁺⁵O₃ ---- N₂ ⁺¹O + 2H₂O
N^–3 – 4e^– ---- N⁺¹ 1 окислитель, восстановление
N⁺⁵ + 4e^– ---- N⁺¹ 1 восстановитель, окисление

N^–3H₄N⁺³O₂ ---- N₂⁰ + 2H₂O
N^–3 – 3e^– ---- N^o 1 окислитель, восстановление
N⁺³ + 3e^– ---- N⁰ 1 восстановитель, окисление

2Ag⁺N⁺⁵O₃ ---- 2Ag⁰ + 2N⁺⁴O₂ + O₂⁰
Ag^{+ +} 1e^– ---- Ag⁰ 2 окислитель, восстановление
N⁺⁵ + 1e^– ---- N⁺⁴
2O^–2 – 4e^– ---- 2O⁰ 4 восстановитель, окисление

4.4. Реакция диспропорционирования – это ОВР, в которых роль окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента, находящегося в промежуточной степени окисления. К этому же типу реакций относят реакции самоокисления-самовосстановления и дисмутации.

Cl₂⁰ + H₂O ---- HCl^– + HCl⁺O
Cl⁰ – 1e^– ---- Cl⁺ 1 восстановитель, окисление
Cl⁰ + 1e^– ---- Cl^– 1 окислитель, восстановление

3HN⁺³O₂ ---- HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O
N⁺³ + 1e^– ---- N⁺² 1 восстановитель, окисление
N⁺³ – 2e^– ---- N⁺⁵ 1 окислитель, восстановление

2N⁺⁴O₂ + H₂O ---- HN⁺³O₂ + HN⁺⁵O₃
N⁺⁴ + 1e^– ---- N⁺³ 1 восстановитель, окисление
N⁺⁴ – 1e^– ---- N⁺⁵ 1 окислитель, восстановление

5. Уравнение ОВР с использованием дробных степеней окисления

5.1. Дробная степень окисления элемента свидетельствует о том, что атомы одного и того же элемента находятся в разных степенях окисления, либо вещество представляет собой смесь веществ, в которых элемент находится в разных степенях окисления.

Fe₃O₄ + 4 CO ---- 3Fe + 4CO₂
3Fe^+8/3 + 8e^– ---- 3Fe⁰ 1 окислитель, восстановление
C⁺² – 2e^– ---- C⁺⁴ 4 восстановитель, окисление

3Mn₃O₄ + 8Al ---- 9Mn + 4Al₂O₃
3Mn^+8/3 +8e^– ---- 3Mn⁰ 3 окислитель, восстановление
Al⁰ – 3e^– ---- Al⁺³ 8 восстановитель, окисление

5.2. Задания для самостоятельной работы.

Методом электронного баланса подобрать коэффициенты в ОВР, указать окислитель, восстановитель и процессы окисления и восстановления.

а) KMnO₄ + KI + H₂SO₄ = I₂ +MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
б) Cr(NO₃)₃ + NaBiO₃ + HNO₃ = H₂Cr₂O₇ + Bi(NO₃)₃ + NaNO₃ + H₂O
в) NaBr + KMnO₄ + H₂O = Br₂ + MnO₂ + NaOH + KOH
г) CH₂ = CH₂ + KMnO₄ + H₂O = HO – CH₂ – CH₂ – OH + MnO₂ + KOH
д) C₆H₁₂O₆ + KMnO₄ + H₂SO₄ = MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + CO₂
е) As₂S₃ + HNO₃ + H₂O = H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO
ж) Fe₃O₄ + CO = Fe + CO₂
з) Mn₃O₄ + Al = Mn + Al₂O₃
и) Cu₃O₂ + HCl ---- Cu + Cl₂ + H₂O
к) C₃H₈O₃ + O₂ ---- CO₂ + H₂O

Приложение