Системный подход к

классификации и решению

химических задач.

Окислительно-

восстановительные реакции.

Учитель биологии и химии ГБСОУ школы-

интерната № 117 им. Л. С. Зыковой г. о Самара

Кудрякова Е. В.

Цель : Формирование культуры личности,

развитие коммуникативных способностей

восьмиклассника с ОВЗ на уроках химии

на основе осмысления особенностей

протекания окислительно-

восстановительных реакций.

Химические реакции, в результате

которых происходит изменение

степеней окисления атомов

химических элементов или ионов,

образующих реагирующие вещества,

называют окислительно-

восстановительными реакциями

Степень окисления – это условный заряд атома а молекуле,

вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в

целом электронейтральна.

Расчет степени окисления.

Для вычисления степени окисления следует учитывать следующие

положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нолю (Na

0

,

H

2

0

)

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих

в состав молекулы, всегда равна нолю, а в сложном ионе эта сумма

равна заряду иона

3. Постоянную степень окисления имеют атомы щелочных металлов

(+1 – I гр. гл. подгр.), щелочеземельных металлов (+2 – II гр.

гл.подгр.), +3 - III гр. глав.

4. Водород имеет с. о +1. (исключение: гидриды металлов Na

+

H

-

Сa

+2

H

2

-

, где степень окисления водорода -1)

5. Кислорода -2 (исключения: соединения со фтором F

-2

O

+2

, так как

фтор является самым электроотрицательным элементом).

6. Для элементов положительная степень окисления не

может превышать величину, равную номеру группы в

периодической системе. (Например, азот образует оксиды

N

2

+

O

-2

,N

+2

O

-2

,N

2

+3

O

3

-2

,N

+4

O

2

-2

,N

2

+5

O

5

-2

, степень окисления

азота изменяется от +1 до +5, большую степень

окисления, чем +5, азот проявлять не может, так как

находится в 5 гр. гл. подгр.)

7. Чтобы найти низшую степень окисления неметалла,

следует вычесть из номера группы элемента в

периодической системе 8. (Например, у хлора 7-8(номер

группы)=-1. Степень окисления Cl-)

Окислительно-восстановительные реакции

2Мg

0

+ O

2

0

= 2Mg

+2

O

-2

В окислительно-восстановительных реакциях электроны

от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим.

Процесс отдачи электронов – окисление. При окислении

степень окисления повышается. H

2

0

→ 2H

+

; S

-2

– 2e → S

0

;

Al

0

– 3e → Al

+3

;

Процесс присоединения электронов – восстановление.

При восстановлении степень окисления понижается:

Mn

+4

+ 2e → Mn

+2

; S

0

+ 2e → S

-2

; Cr

+6

+ 3e → Cr

+3

Атомы, молекулы, ионы, отдающие электроны,

называются восстановителями, при этом они сами

окисляются.

Атомы, молекулы, ионы, присоединяющие электроны,

называются окислителями, при этом они сами

восстанавливаются.

Классификация окислительно-

восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные

реакции.

Окислитель и восстановитель находятся в разных

веществах; обмен электронами в этих реакциях

происходит между различными атомами или

молекулами:

S

0

+ O

2

0

= S

+4

O

2

-2

S – восстановитель; O

2

– окислитель

Cu

+2

O + C

+2

O = Cu

0

+ C

+4

O

2

CO – восстановитель; CuO – окислитель

Zn

0

+ 2H

+

Cl = Zn

+2

Cl

2

+ H

2

0

Zn – восстановитель; HCl – окислитель

Сюда же относят реакции между веществами, в которых

атомы одного и того же элемента имеют разные степени

окисления.

2H

2

S

-2

+ H

2

S

+4

O

3

= 3S

0

+ 3H

2

O; H

2

S – восстановитель; H

2

SO

3

– окислитель.

2. Внутримолекулярные окислительно-

восстановительные реакции

В этих реакциях окислитель и восстановитель находятся

в одной и той же молекуле.

2KCl

+5

O

3

-2

→

t

2KCl

-

+ 3 O

2

-2

;

Cl

+5

– окислитель; О

-2

– восстановитель.

3. Реакции самоокисления-самовосстановления или

реакции диспропорционирования

В этих реакциях один элемент одновременно повышает и

понижает степень окисления.

N

+4

O

2

+ H

2

O = HN

+3

O

2

+ HN

+5

O

3

Cl

2

0

+ KOH = KCl

+

O + KCl

-

+ H

2

O

Методы составления уравнений реакций

1. метод электронного баланса

2. метод полуреакций

Метод электронного баланса.

Электронный баланс – метод нахождения

коэффициентов в уравнениях окислительно-

восстановительных реакций, в котором

рассматривается обмен электронами между

атомами элементов, изменяющих свою степень

окисления.

Число электронов, отданное восстановителем,

равно числу электронов, получаемых

окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. записывают схему реакции

KMnO

4

+ HCl → KCl + MnCl

2

+ Cl

2

+ H

2

O

2. проставляют степени окисления над знаками элементов,

которые меняются

KMn

+7

O

4

+ HCl

-

→ KCl + Mn

+2

Cl

2

+ Cl

2

0

+ H

2

O

3. выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и

определяют число электронов, приобретенных окислителем и

отданных восстановителем

Mn

+7

+ 5 e → Mn

+2

2Cl

-

- 2 e → Cl

2

0

4. уравнивают число приобретенных и отдаваемых

электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для

соединений

Mn

+7

+ 5 e → Mn

+2

5 2

2Cl

-

- 2 e → Cl

2

0

2 10 5

5. подбирают коэффициенты для всех остальных участников

реакции

2KMnO

4

+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl

2

+ 5Cl

2

+ 8H

2

O

Ионно-электронный метод (метод полуреакции) составления

уравнений окислительно-восстановительных реакций

применяеися для ионных окислительно-восстановительных

реакций. В его основе лежит составление ионных уравнений

для процесса окисления и процесса восстановления (частные

уравнения) и последующее суммирование их в общее

уравнение. При составлении ионной схемы реакции

используют правила составления кратных ионных уравнений:

формулы сильных электролитов записывают в виде ионов, а

слабых электролитов, газов, осадков – в виде молекул; не

вносить в схему ионы , не изменяющиеся в результате

реакции. При подборе коэффициентов уравнений ОВР этим

способом необходимо учитывать кислотность среды. Наличие

ионов Н

+

и молекул Н

2

О – кислая среда, наличие ионов ОН

-

и

молекул Н

2

О – щелочная среда.

Рассмотрим взаимодействие сульфата железа (II) и перманганата калия

в кислой среде

KMnO

4

+ FeSO

4

+ H

2

SO

4

→ MnSO

4

+ Fe

2

(SO

4

)

3

+ K

2

SO

4

+ H

2

O

ионная схема реакции:

MnO

4

-

+ Fe

2+

+ H

+

→ Mn

2+

+ Fe

3+

+ H

2

O

ионы Fe

2+

окисляются в ионы Fe

3+

, а ионы MnO

4

-

восстанавливаются до

ионов Mn

2+

частное уравнение окисления иона восстановителя

2Fe

2+

- 2e → 2Fe

3+

полуреакция окисления

восстановленная окисленная

форма

форма

в частном уравнении реакции восстановления окислителя

MnO

4

-

в восстановительную форму Mn

2+

MnO

4

-

→ Mn

2+

для баланса атомов необходимо добавить ионы водорода, что бы связать

атомы кислорода в воду

MnO

4

-

+ 8Н

+

→ Mn

2+

+ 4Н

2

О

для баланса зарядов в левой части надо добавить 5 электронов, тогда

частное уравнение реакции восстановления окислителя будет:

MnО

-

+ 8Н

+

+ 5е = Mn

2+

+ 4H

2

O полуреакция восстановления

окисленная восстановленная форма

форма

при выводе общего уравнения используем правило наименьшего общего

кратного ( в данном случае оно равно 10)

2Fe

2+

- 2e → 2Fe

3+

2 5

MnО

-

+ 8Н

+

+ 5е = Mn

2+

+ 4H

2

O 5 10 2

------------------------------------------------------------------

10Fe

2+

+ 2MnO

4

+ 16 H

+

= 10Fe

3+

+ 2Mn

2+

+ 8H

2

O

для того чтобы написать уравнение ОРВ в полном виде, нужно подобрать

к ионам соответствующие противоионы, исходя из наличия в

реакционной среде анионов SO

4

-2

10Fe

2+

+ 2MnO

4

+ 16 H

+

= 10Fe

3+

+ 2Mn

2+

+ 8H

2

O

10SO

4

2-

+ 2K

+

+ 8SO

4

-2

= 15SO

4

2-

+ 2SO

4

2-

чтобы уравновесить количество противоионов, добавим в правую часть 2

иона К

+

и один ион SO

4

2-

суммируем эти уравнения получим полное уравнение:

2KMnO

4

+ 10FeSO

4

+ 8H

2

SO

4

→ 2MnSO

4

+ 5Fe

2

(SO

4

)

3

+ K

2

SO

4

+ 8H

2

O

Если ОВР проходит в щелочной среде, для уравнивания

количества атомов водорода и кислорода в уравнениях

полуреакций используют атомы этих элементов в составе

гидроксид-ионов и молекул воды (ОН

-

и Н

2

О), а

щелочную среду создают добавлением щелочи

Na

2

SO

3

+ KMnO

4

+ KOH → Na

2

SO

4

+ K

2

MnO

4

+ H

2

O

SO

3

2-

+ 2OH

-

+ 2e → SO

4

2-

+ H

2

O 2 1

MnO

4

-

+ e → MnO

4

2-

1 2

_____________________________________________

SO

3

2-

+ 2OH

-

+ 2 MnO

4

-

= SO

4

2-

+ H

2

O + 2MnO

4

2-

Na

2

SO

3

+ 2KMnO

4

+ 2KOH → Na

2

SO

4

+2K

2

MnO

4

+ H

2

O

При составлении уравнений ОВР методом полуреакций

следует пользоваться правилами (правила стяжения).

1. Избыток кислорода в исходных ионах в кислой среде

связывается ионами водорода H

+

в воду, а в нейтральной

и щелочной среде – молекулами воды с образованием

групп OH

-

NO

3-

+ 2Н

+

+ 2е = NO

2-

+ Н

2

О (восстановление),

NO

3-

+ H

2

O+ 2е = NO

2-

+ 2OH

-

(восстановление).

2. Недостаток кислорода до реакции в кислой среде

восполняется за счет молекул воды H

2

O, в нейтральной

и щелочной среде – за счет гидроксо-групп ОН– :

SO

3

2-

+ Н

2

О – 2е = SO

4

2-

+ 2Н

+

(окисление),

SO

3

2-

+ 2ОН

-

– 2е = SO

4

2-

+ Н

2

О (окисление).

3. При составлении уравнений окислительно-

восстановительного типа остается в силе общее правило:

не следует добавлять или выделять в кислой среде ионы

ОН–, а в щелочной – Н+.

Литература:

1. Солдатова, Т. М. Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты

с ответами по теме «Окислительно-восстановительные

реакции.»- Волгоград: Учитель, 2007

2. Савельев, А. Е. Химия. Гимназия на дому. Основные

понятия изаконы химии. Химические реакции. 8-9

классы. – Москва: Дрофа, 2008

3. Габриелян, О. С., Решетов, П. В., Остроумов, И. Г.

Готовимся к единому государственному экзамену: Химия.

– Москва: Дрофа 2003

4. Горковенко, М. Ю., Поурочные разработки по химии. –

Москва: Вако 2007

5. Корощенко, А. С., Купцова А. В. Химия. 30 вариантов

экзаменационных работ для подготовки к основному

государственному экзамену в 9 классе. – Москва: Астрель

2016