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. 5 H2S + 2KMnO4 + 3 H2SO4 1K2SO4 + 2 MnSO4 + 5S¯ + 8 H2O 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 +16HCl        5Cl2­  +  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 2H2O + O2 Среди реакций самоокисления – самовосстановления много интересных: 4KClO3 3KClO4 + KCl 3So + 6NaOH 2Na2S-2 + Na2S+4O3 + 3H2O Уравнение электронного баланса Sо +2e®S-2 | 2 | 1 | 2 Sо -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 Sо +2e®S-2 | +2 | 4 | 1 Со -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.

Лайфхак Почему Америка стала англоязычной? Открыли Америку – (Новый свет испанцы), обследовали испанцы и португальцы. Осваивали ее французы, которые отправляли туда всех своих заключенных. Французы строили форты, охотились, начали заниматься земледелием. А в Аглии правила Елизавета I, которая поощряла морской разбой, имея хороший флот. И не только поощряла пиратов, а даже давала им дворянские звания. За это они платили Англии дань из своих награбленных богатств. Война никогда не была объявлена, но велась на море и на суше в Северной Америке. Английские пиратские суда топили французские корабли, которые везли порох или компоненты пороха, особенно калийную селитру, из Франции. Достаточно было одного ядра из пушки пиратского корабля, чтобы судно с порохом взлетело от взрыва. Во французских фортах возник острый дефицит пороха. Форты были хорошо укреплены, были солдаты, было оружие. Не было возможности выстрелить. И форты выкидывали белый флаг на милость английской армии. Захват происходил практически бескровно. Так французы потерпели поражение, а территорию Северной Америки захватили англичане. Задания Расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса. 1. Zn + H2SO4( очень разбав) ZnSO4 + H2S­ + H2O 2. Cu + HNO3 (разбав) Cu(NO3)2 + NO­ + H2O 3. KI + MnO2 + H2SO4 K2SO4 + MnI2 + I2 + H2O 4. HCl + MnO2 Cl2­ + MnCl2 + H2O 5. S + HNO3(конц) H2SO4 + NO2 + H2O 6. So + NaOH NaS-2 + Na2S+4O3 + H2O 7. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C ® CaSiO3 +P + CO­ 8. Si +HF + HNO3 ® NО ­ +SiF4 + H2O 9. NH3 + HNO3 NO2 + H2O 10. AgNO3 Ag + NO2­ + O2 ­ Усложненные 11. FeCl2 + KMnO4 +HCl FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O 12. FeS2 + O2 SO2 ­ + Fe2O3 13. Cu2O + H2SO4 CuSO4 + Cu + H2O +O2­ 14. PbO2 + MnSO4 + HNO3 PbSO4 + HMnO4 +Pb(NO3)2 + H2O 15. As2S3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + K2SO4 + MnSO4 +H2O

Ответы

16. 4Zn + 5H2SO4( очень разбав) 4ZnSO4 + H2S­ + 4H2O 17. 3Cu + 8HNO3 (разбав) 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O 18. 4KI + MnO2 + 2H2SO4 2K2SO4 + MnI2 + I2 + 2H2O 19. 4HCl + MnO2 Cl2­ + MnCl2 + 2H2O 20. S + 6HNO3(конц) H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 21. So + 6NaOH 2NaS-2 + Na2S+4O3 + 3H2O 22. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C ® 3CaSiO3 +2P + 5CO­ 23. 3Si +12HF + HNO3 ® 4NО ­ +3SiF4 + 8H2O 24. NH3 + 7HNO3 8NO2 + 5 H2O 25. 2AgNO3 2Ag + 2NO2­ + O2 ­ Усложненные 26. 5FeCl2 + KMnO4 +8HCl 5FeCl3 + MnCl2 + KCl + 4H2O 27. 4FeS2 + 11O2 8SO2 ­ + 2Fe2O3 28. 3Cu2O + H2SO4 CuSO4 + 5Cu + H2O +O2­ 29. 5PbO2 + 2MnSO4 + 6HNO3 2PbSO4 + 2HMnO4 +3Pb(NO3)2 + 2H2O 30. 5As2S3 + 28 KMnO4 + 27H2SO4 10H3AsO4 + 14K2SO4 + 28 MnSO4 + 12H2O

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

Глоссарий 1. Восстановителями называют атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления. 2. Восстановление – процесс присоединения электронов. 3. Окисление - процесс отдачи электронов 4. Окислителями называются атомы, молекулы тили ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления. 5. Окислительно-восстановительными реакциями называются химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ. 6. Подкислитель – это какая – либо кислота. 7. Электронные уравнения – уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления

Библиография

1  .Д.Д.Дзудцова, Л.Б.Бестаева   «Окислительно – восстановительные  реакции». Дрофа. М. 2005 г.

2.Химия .Пособие – репетитор. Ростов - на – Дону. 1997г.

Художественная литература 1. Рафаэль Сабатини «Одиссея капитана Блада» Впервые издана в 1922 году. 2. Шадерло де Лакло 2Опасные связи « Наука 1965 г. «Литературные памятники» 3. Фенимор Купер «Следопыт, Зверобой, Последний из могикан, Пионеры, Чингачгук» . Пенталогия Бинезун, 2014г. 4. Фенимор Купер, 31 книга. Медиакнига, 2014 г. 5. Анна и Серж Голон «Анжелика в Новом свете», «Дорога надежды»,» Анжелика и ее победа», «Анжелика в Квебеке», Ташкент, 1993 г.