БИЛИМ БУЛАГЫ

Окислительно-восстановительными реакциями являются такие реакции, в которых у атомов, входящих в состав молекул изменяются степени окисления по окончании реакции. Отдельно не существует процесса окисления или процесса восстановления. Есть процесс передачи электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента. В реакциях самоокисления – самовосстановления участвуют атомы одного элемента, только часть из них отдает электроны, а другая часть их принимает. Атом, который отдает электроны, является восстановителем, он приобретает положительный заряд. А атом, который принимает электроны, получает отрицательный заряд и является окислителем. Окислители всегда имеют наибольшее значение электроотрицательности. В формулах сложных веществ всегда есть как окислители, так и восстановители. Окислитель в формуле вещества всегда один – это атом с наибольшей электроотрицательностью, он заряжен отрицательно. Восстановителей в формуле сложного вещества может быть 1, 2, 3, они все имеют положительный заряд. В формуле вещества количество отрицательных зарядов на атомах окислителя равно сумме положительных зарядов на атомах всех восстановителей. В целом атом - электронейтральная частица. На этом балансе электронов основано решение окислительно-восстановительных уравнений.

ОВР бывают

1. Межмолекулярные, реакции, которые идут с изменением степеней окисления атомов в разных молекулах

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 6HNO₃ 2PbSO₄ + 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

2. Внутримолекулярные реакции, в которых атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной молекуле.

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления) — реакции которые идут с изменением степеней окисления атомов одного и того же элемента.

S +2H₂SO₄3SO₂ +2H₂O

Решение межмолекулярных ОВР: в классических вариантах всегда есть три действующих компонента:

а). вещество, на которое направлен процесс,

б). вещество окислитель

в). вещество - подкислитель ( чаще всего эти реакции идут в кислой среде) — обычно оно богато главным и самым распространенным окислителем – кислородом.

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + 8H₂O

H₂S — вещество, на которое направлен процесс,

KMnO₄ – вещество окислитель

H₂SO₄– вещество - подкислитель

В результате реакции 5 молей сероводорода окисляется до 5 молей серы, при этом молекула окислителя разрушается и металлы калий и марганец получают кислотные остатки от молекулы подкислителя - серной кислоты. Все остатки атомов кислорода и водорода превращаются в воду. Решение этого уравнения производится по алгоритму:

1. Определить степени окисления атомов в формулах всех веществ,

+1-2 +1+7-2 +1+6-2 +1+6-2 +2+6-2 0 +1-2

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄K₂SO₄ + MnSO4 + S↓ + H₂O

2. Подчеркнуть элементы, изменившие степени окисления до реакции и после реакции:

+1-2 +1+7-2 +1+6-2 +1+6-2 +2+6-2 0 +1-2

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄K₂SO₄ + MnSO₄ + S↓ + H₂O

3. В уравнение электронного баланса выписать данные с указанием степеней окисления до и после реакции Mn +7 -5e ® Mn 2+ 5 2 S +2 +2e ® S 0 2 5

                                                            Уравнение  электронного  баланса

4. В уравнение переносим коэффициенты, полученные в электронном балансе, 2 к Mn, 5 к S в правой стороне уравнения

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + H₂O

Проставим эти же коэффициенты в левую часть уравнения

5H₂S + 2KMnO₄ + H₂SO₄K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + H₂O

Уравниваем металлы. Калия по два атома слева и справа, следовательно у формулы K₂SO₄ стоит коэффициент 1.

5H₂S + 2KMnO₄ + H₂SO₄1K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + H₂O

5. Уравниваем неметаллы. В правой части уравнения у всех веществ, содержащих серу, стоят коэффициенты. Сумма атомов серы равна 8. В левой части уравнения у сероводорода коэффициент равен 5, следовательно, надо добавить 3 серы, которая есть в серной кислоте. Ставим коэффициент 3 к молекуле серной кислоты.

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄1K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + 8H₂O

6.Считаем количество атомов водорода в левой части уравнения. У сероводорода 10 атомов и в серной кислоте 6 атомов. В сумме 16 атомов водорода. В правой части уравнения водород только в воде. В составе воды два водорода. Чтобы его количество соответствовало 16, делим на 2 и ставим к воде коэффициент равный 8..

7. Проверяем количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения: 2 • 4 +3 • 4 = 4 +2•4 +8 20 = 20

8. Если количество атомов кислорода в левой части уравнения равно количеству атомов кислорода в правой части уравнения, решение правильное. В межмолекулярных уравнениях бывает в левой части уравнения только два «действующих лица» и тогда происходит «совмещение функций». В этом уравнении азотная кислота и окислитель и подкислитель. 3Cu + 8HNO₃(разб)3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

В уравнении 2KMnO₄ +16HC5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O молекулы хлороводородной кислоты и окисляются до хлора в количестве 10 и являются подкислителями – 6.

Внутримолекулярные ОВР чаще всего бывают реакции разложения, идущие при нагревании.

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

4KMnO₄ 2K₂O + 4MnO₂ + 3O₂↑ (При очень высокой температуре)

2KClO₃ 2KCl + 3O₂↑

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂↑

2HgO 2Hg +O₂↑

2H₂O₂ ^MnO₂→ 2H₂O + O₂↑

Среди реакций самоокисления – самовосстановления много интересных:

4KClO₃ 3KClO₄ + KCl

3S^o + 6NaOH 2Na2S^-2 +Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂O

Уравнение электронного баланса

S^{о +2e} → S^-2 | 2 | 1 | 2

S^{о -4e} → S⁺⁴ | 4 | 2 | 1

2Н₂S + H₂SO₃ 3S↓ + 3H₂O

SO₂ + 2H₂S 3S↓ + 2H₂O

Опыты №№ 16,19,20,21,22,23,32,35,48, 50, 83,94 97

Особое место среди ОВР занимает реакция использования черного пороха, где степени окисления изменяют сразу три элемента:

3C + S + 2KNO₃ K₂S + 3CO₂↑ + N₂↑

Уравнение электронного баланса

S^{о +2e} → S^-2 | +2 | 4 | 1

С^{о -4e} → С⁺⁴ | -4 | 12 | 3

2N^{+5 -10e} → N₂ ⁰ | +10 | 4 | 1

В этом уравнении окислителей два – азот и сера, поэтому их электроны суммируются, а далее, сократившись, цифра ставятся к углероду. После сокращения коэффициент углерода 1 ставится к двум элементам - сере и азоту. Затем коэффициенты переносятся в уравнение реакции.

Окислителями могут быть вещества, в составе которых элементы, изменяющие степени окисления, находятся в высшей степени окисления: (N +5) HNO₃; (Mn +7) KMnO₄, HMnO₄; (Cr +6) K₂CrO₇. CrO₃ ; (Pb +4) PbO₂; (F 0 ) F₂; (S +6) H₂SO₄.

Восстановителями могут быть вещества, в составе которых элементы, изменяющие степени окисления, находятся в низшей степени окисления: (N -3) NH₃; (S -2)H₂S; (F. Cl, Br. I -1) HF. HCl, HBr. HI ; (P -3) РH₃; ) Р -1) гидриды металлов; (все металлы в виде простого вещества) Na, Al, Mg….

Окислителями и восстановителями могут быть вещества, в составе которых элементы, изменяющие степени окисления, находятся в промежуточной степени окисления (N =0 +3) N₂, HNO₂; (S=0) S; (Fe +2) FeSO₄, FeCl₂.

Это интересно 1. Скандий ведет себя как типичный легкий металл, проявляя степень окисления равную +3, и при реакции с очень разбавленной азотной кислотой образует нитрат аммония 8Sc +30HNO3(очень разб) 8Sс(NO3)3 +3NH4NO3 +9H2O Sc 0 –3e ® Sn +3 3 8 N +5 +8e ® N-3 8 3

  2.  Очень  (1% и менее)  разбавленные растворы HNO3 c  кальцием (Ca) и  магнием  (Mg)    могут вытеснять водород   (рассматривается как исключение).

1. 3. Индикаторная бумага, смоченная крахмалом и иодидом калия, в присутствии озона синеет.

       Опыт № 94

Глассарий

Восстановителями называют атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления.

Восстановление – процесс присоединения электронов.

Окисление - процесс отдачи электронов

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления.

Окислительно-восстановительными реакциями называются химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ.

Подкислитель – это какая – либо кислота.

Электронные уравнения – уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления.

Полезные ссылки

нету

Видеоурок «Качественные реакции в химии». Сайт «Видеоуроки в интернет» (Электронный ресурс). //URL:.https://www.youtube.com/watch?v=pk7UXWVBC9U&t=193s (дата обращения 07.03.18.)

Бибилиография

• Д.Д.Дзудцова, Л.Б.Бестаева «Окислительно – восстановительные реакции». Дрофа. М. 2005 г.
• Химия .Пособие – репетитор. Ростов - на – Дону. 1997г.

Художественная литература

• Рафаэль Сабатини «Одиссея капитана Блада» Впервые издана в 1922 году.
• Шадерло де Лакло 2Опасные связи « Наука 1965 г. «Литературные памятники»
• Фенимор Купер «Следопыт, Зверобой, Последний из могикан, Пионеры, Чингачгук» . Пенталогия Бинезун, 2014г.
• Фенимор Купер, 31 книга. Медиакнига, 2014 г.
• Анна и Серж Голон «Анжелика в Новом свете», «Дорога надежды»,» Анжелика и ее победа», «Анжелика в Квебеке», Ташкент, 1993 г.