11 класс. Занятие в рамках подготовки к егэ

скачать

11 класс. Занятие в рамках подготовки к ЕГЭ.

Окислительно-восстановительные реакции. Теория окислительно-восстановительных реакций. Классификация ОВР.

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

H⁺¹N⁺⁵O^-2₃+ Na⁺¹O^-2H⁺¹= Na⁺¹N⁺⁵O^-2₃ +H⁺¹₂O^-2

Ba⁺²Cl^-1₂ + K⁺¹₂S⁺⁶O^-2₄= Ba⁺²S⁺⁶O^-2₄ + 2K⁺¹Cl^-1

^ Ко второму типу относятся реакции идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ

2K⁺¹Cl⁺⁵O^-2₃= 2K⁺¹Cl^-1 + 3O⁰₂
^

2K⁺¹Br^-1 + Cl⁰₂ = Br⁰₂ + 2K⁺¹Cl^-1

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции - самые распространённые и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зелёных частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щёлочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую - в гальванических элементах и аккумуляторах.

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:

Al⁰ – 3e =Al⁺³ Fe⁺² + e = Fe⁺³

H⁰₂ –2e = 2H⁺ 2Cl ^–-2e = Cl⁰₂

^ При окислении степень окисления повышается.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например :

S⁰ + 2e = S^-2 Fe⁺³ + e = Fe⁺²

Cl⁰₂ + 2e = 2Cl^-

^ При восстановлении степень окисления понижается.

3) Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определённых веществ, то эти вещества соответственно называются восстановителями и окислителями.

4) ^ Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями

Восстановитель – е = Окислитель

Окислитель – е = Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от этого, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят об отдаче и присоединении электронов.

Важнейшие восстановители и окислители.

Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, то есть состоящими из одного элемента, так и сложными.

В соответствии с их местом в периодической системе элементов атомы большинства металлов содержат на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны, то есть окисляются. Металлы обладают восстановительными свойствами.

^ В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий - самый активный в периоде восстановитель, а хлор - самый активный в периоде окислитель.

^ У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители - щелочные металлы, а наиболее активные из них франций и цезий. Лучшие окислители- галогены. Элементы главных подгрупп 4-7 групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью.

^ Элементы побочных подгрупп (чётных рядов больших периодов) имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. Таким образом, в отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества-неметаллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители.

Применяются два метода составления уравнений окислительно–восстановительных реакций:

^ Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом, что число электронов отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции .

Cu⁰ + Pd⁺² (N⁺⁵O^-2₃)₂ = Cu⁺² (N⁺⁵O^-2₃)₂ + Pd⁰

Cu⁰--2e= Cu⁺² пр. окисления

Pd⁺² + 2e= Pd⁰ пр. восстановления

^ Метод полуреакций, или ионно-электронный метод. Это метод основанный на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение (будет рассмотрен немного позже).

^ Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.

К межмолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Сюда же следует отнести и реакции между разными веществами, в которых атомы одного того же элемента имеют различные степени окисления :

2H⁺¹₂S^-2 + H⁺¹₂S⁺⁴O^-2₃ = 2S⁰ + 3H⁺¹₂O^-2

5H⁺¹Cl^-1 + H⁺¹Cl⁺⁵O^-2₃ = 3Cl⁰₂ + 3H⁺¹₂O^-2

К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции термического разложения. Например:

2NaN⁺⁵O^-2₃ = 2NaN⁺³O₂ + O⁰₂

2KCl⁺⁵O₃ = 2KCl^-1 + 3O⁰₂

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ = N⁺⁴O₂ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O

Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых атомы одного о того же элемента имеют разные степени окисления:

N^-3H₄N⁺⁵O₃ = N⁺⁴0₂ + 2H₂O

N^-3H₄N⁺⁵O₃= N⁺¹₂O + H₂O

Протекание реакции диспропорционирования (отсутствие пропорциональности, несоразмерность) сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного итого же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенями окисления. Очевидно, эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия K₂Mn⁺⁶O₄, в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6. Раствор этой соли имеет красивый тёмно-зелёный цвет( цвет иона MnO^2-₄ ), однако цвет раствора превращается в бурый. Это выпадает осадок MnO₂ и образует ион MnO^-₄

Протекает реакция:

3 K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn+⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O

Cl⁰₂ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl

А теперь попробуйте самостоятельно выполнить предложенное задание.

Подобрать коэффициенты методом электронного баланса: