Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии

Урок предназначен для 11 класса. Его цель – обобщение и углубление материала по ОВР, изученного еще в 8-9 классах. Знания по этой теме необходимы для выполнения заданий, обязательно содержащихся в КИМах  ЕГЭ по химии. На этом уроке я подробно рассматриваю метод полуреакций, который не изучается в школьном курсе, но в последующем часто нужен студентам для выполнения контрольных по химии в ВУЗах. К тому же после этого метода метод электронного баланса кажется для учеников гораздо легче и усваивается лучше (такой маленький педагогический прием). Буду рада, если этот материал поможет коллегам в работе.

ХОД УРОКА

Вступление

Окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны процессы обмена веществ, гниение и брожение, фотосинтез, круговорот веществ в природе. Мы с ними сталкиваемся при сгорании топлива и  коррозии металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты, металлы и многие другие ценные продукты. (Приложение 1)

Для того, чтобы приступить к рассмотрению ОВ процессов, нужно вспомнить такие понятия как «степень окисления», «окислитель», «восстановитель», «окисление», «восстановление» 

Классификация ОВР

1. Межмолекулярные – реакции, у которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, причем эти вещества могут быть как сложными, так и простыми. Эти реакции протекают и в газообразном состоянии, и с участием твердых веществ, и в растворах.

HCl^–1 + KMn⁺⁷O₄ = Cl₂⁰ + Mn⁺²Cl₂ + KCl + H₂O
окислитель Mn⁺⁷
восстановитель Cl^–1

Коэффициенты расставим позже методом электронного баланса.

2. Внутримолекулярные – реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле. В этом случае атом с большим значением степени окисления будет окислять другой атом с меньшим значением степени окисления.

(N^–3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ = N₂⁰  + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O
окислитель Cr⁺⁶
восстановитель N^–3

3. Диспропорционирования (дисмутации) – реакции, в которых окислитель и восстановитель являются одним и тем же элементом.

4Na₂S⁺⁴O₃ = 3Na₂S⁺⁶O₄ + Na₂S^–2

окислитель и восстановитель S⁺⁴

Методы составления уравнений ОВР

Правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Точно так же сумма зарядов в исходных веществах всегда должна быть равна сумме зарядов в продуктах реакции. Наиболее часто применяются два метода составления уравнений ОВР: электронного баланса и полуреакций.

1. Метод электронного баланса

Вернемся к первой реакции:

HCl^–1 + KMn⁺⁷O₄= Cl₂⁰ + Mn⁺²Cl₂ + KCl + H₂O

Ион хлора отдает электрон, и его степень окисления повышается от –1 до 0, но поскольку молекула хлора состоит из двух атомов, то нужно два иона хлора. Ион марганца, присоединяя пять электронов, изменяет степень окисления от +7 до +2. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями:

2 Cl^–1 – 2е = Cl2⁰   |  5 восстановитель (окисляется)
Mn⁺⁷ + 5е = Mn⁺²  |  2 окислитель (восстанавливается)

Это означает, что перед соединением, содержащим марганец, нужно поставить коэффициент 2, а перед молекулой хлора – 5. Окончательно уравнение будет выглядеть:

16HCl^–1 + 2KMn⁺⁷O₄ = 5Cl₂⁰ + 2Mn⁺²Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

2. Метод полуреакций (ионно-электронный)

Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя (первая полуреакция) и восстановления окислителя (вторая полуреакция) с последующим суммированием их в общее уравнение.
Демонстрация: пропускаем сероводород через подкисленный раствор перманганата калия. По мере пропускания сероводорода малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.

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

Помутнение раствора происходит в результате образования серы из сероводорода: H₂S ––> S + 2Н⁺.  В этой схеме число атомов водорода и серы в левой и правой частях одинаково. Для уравнения по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

H₂S – 2е = S + 2Н⁺

Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя H₂S.
Обесцвечивание раствора перманганата калия связано с переходом иона MnO₄^– (он имеет малиновую окраску) в ион Mn⁺² (почти бесцветный и лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что можно выразить схемой:

MnO₄^– ––> Mn⁺²

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO₄^–, вместе м ионами водорода в конечном итоге образует воду (для связывания кислорода из MnO₄^– в воду нужно 8Н⁺). Поэтому процесс перехода записываем:

MnO₄^– + 8Н⁺ ––> Mn⁺² + 4H₂O

Чтобы заменить стрелку на знак равенства, надо уравнять заряды. Суммируем заряды в левой части: +7+ (–2) • 4 + 8 • (+1) = +7; а в правой части +2. Для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части прибавить пять электронов:

MnO₄^– + 8Н⁺ +5е = Mn⁺² + 4H₂O

Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя – иона MnO₄^–.

Далее суммируем:

H₂S – 2е = S + 2Н⁺                          | 5
MnO₄^– + 8Н⁺ +5е = Mn⁺² + 4H₂O  | 2
5H₂S + 2MnO₄^– + 16Н⁺ = 5S + 10Н⁺ +2Mn⁺² + 8H₂O

После приведения подобных членов (ионов водорода) получаем:

5H₂S + 2MnO₄^– + 6Н⁺ = 5S +2Mn⁺² + 8H₂O

И, наконец, в молекулярном виде уравнение будет выглядеть:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

При составлении уравнений методом полуреакций следует учитывать следующие факторы:

а) сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газы и вещества, выпадающие в виде осадков, – в виде молекул;
б) если исходное вещество содержит больше кислорода, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород в форме О^–2 связывается в кислых растворах ионами водорода в воду, а в нейтральных – в гидроксид-ион;
в) если же исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счет молекул воды, а в щелочных – за счет гидроксид-ионов;
г) должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства.

В конце урока или, если не хватило времени, в начале следующего я даю небольшую самостоятельную работу, чтобы проверить усвоение материала учащимися. (Приложение 2)