Окислительно-восстановительные реакции: теория, методика и практика (стр. 1 )

МБОУ «Мухоршибирская средняя общеобразовательная школа №1»

Окислительно-восстановительные реакции: теория, методика и практика.

Выполнила:

учитель химии

Мухоршибирь

2012 год.

Содержание.

1) Объяснительная записка………………………………………………………

2) Введение……………………………………………………………………….

3) Теория окислительно-восстановительных реакций…………………………

4) Классификация окислительно- восстановительных реакций………………

5) Алгоритм составления метода электронного баланса……………………..

6) Алгоритм составления метода электронно - ионного баланса…………………………………………………………

7) Окислительно - восстановительные реакции с участием органических веществ

8) Задания с решениями: Решение заданий части С1 ЕГЭ 2009 года

9) Задания с решениями: Окислительные свойства пероксида водорода………

10) Задания с решениями: Восстановительные свойства пероксида водорода………………………….

11) Практическая часть. Задания ЕГЭ части А, В и С 2008 г………………

12) Практическая часть. Окисление органических веществ……………………

13) Практическая часть. Задания ЕГЭ части А, В и С 2009 г………………

14) Практическая часть. Задания ЕГЭ части А, В и С 20010 г………………

15) Литература для учителя………………………………………………………

16) Литература для учащихся.

Объяснительная записка.

В данной разработке даётся краткая теория окислительно-восстановительных реакций, их типы, важнейшие окислители и восстановители, рассматриваются методы подбора коэффициентов: метод электронного и метод электронно-ионного баланса (метод полуреакции). В теоретической части даны конкретные примеры ОВР в кислой,
щелочной и нейтральной среде на примере манганат-, и дихромат - ионов, также
взаимодействие веществ с пероксидом водорода. Приведены примеры уравнений реакций ОВР с участием неорганических и органических веществ с наработанными учителем методическими рекомендациями. Кроме того, дана практическая часть для самостоятельного решения - задания ЕГЭ, содержащие часть А, Б и С.

Данная разработка рекомендуется учителям химии и учащимся средних школ для более полного изучения и повторения материала при самостоятельной подготовке к урокам и подготовки к ЕГЭ.

Введение.

С окислительно-восстановительными реакциями связаны жизненно важные процессы: дыхание, обмен веществ, брожение, фотосинтез, нервная деятельность человека и животных. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, электролизе. Они лежат в основе металлургических процессах и круговороте веществ в природе, с их помощью получают щёлочи, кислоты, другие ценные продукты. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в энергию электрического тока в гальванических элементах.

Основной целью разработанного методического пособия является расширение, углубление и систематизация знаний об окислительно - восстановительных реакциях.

Предлагаемое методическое пособие содержит необходимый теоретический материал о сущности окислительно-восстановительных реакциях, о важнейших окислителях и восстановителях, о влиянии среды на качество протекания окислительно-восстановительных процессов. Окислительно-восстановительные реакции рассматриваются на примере органических и неорганических реакциях методом электронного и электронно-ионного баланса с методическими рекомендациями.

В пособии также предусматривается самостоятельное решение задач из КИМов 2годов. Умение решать задачи характеризует качество усвоения учебного материала учащимися. Окислительно –восстановительные реакции, методы подбора коэффициентов сложны для усвоения материала учащимися, поэтому назначения пособия - помочь разобраться в способах подбора коэффициентов методом электронного и электронно - ионного баланса.

Пособие рекомендуется учителям химии, которое можно использовать в качестве теоретического и практического материала, также можно использовать в качестве приложения к разработанному элективному курсу. Это методическое пособие можно использовать и учащимся средних школ для более полного изучения и повторения материала при самостоятельной подготовке к урокам химии и подготовки к ЕГЭ.

Теория окислительно - восстановительных реакций.

Химические реакции, протекающие с переходом электронов от одних атомов к другим, называются окислительно - восстановительными. При этом окисление - процесс отдачи электронов (слово «отдал, отдача» начинается с буквы «о», поэтому процесс также начинается с буквы «о» -окисление). При окислении степень окисления повышается.

Восстановление - процесс присоединения электронов (слово «взял» начинается с буквы «в», поэтому процесс также начинается с буквы «в» -восстановление). При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы, молекулы, ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, при этом сами окисляются. Атомы, молекулы, ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, при этом сами восстанавливаются. У восстановителей степень окисления всегда увеличивается, а у окислителей всегда уменьшается.

-3 0 +3 +5

PH3 P4 P2O3 (P2O5 ) H3PO4

восстановитель окислитель

Увеличение степени окисления у восстановителей зависит от силы окислителя и наоборот, от силы восстановителя зависит понижения степени окисления у окислителя. Чем сильнее окислитель, тем выше степень окисления увеличивается у восстановителя и наоборот, чем сильнее восстановитель, тем ниже степень окисления падает у окислителя.

Например:

Возможные степени окисления железа:

0 +2 +3

Fe FeCl2 FeCl3

Fe0 + H+ Cl à Fe+2Cl2 + H20

восстан-ль окисл-ль

слабый слабый

Так как окислитель водород слабый, поэтому повышает у восстановителя степень окисления до ближайшей, т. е. до +2, где продуктом реакции железа является хлорид железа (II), восстановитель также слабый – понижает степень окисления у окислителя водорода до 0.

Fe0 + Cl2 0 à Fe+3Cl3-

восстан-ль окисл-ль

слабый сильный

В данной реакции окислитель хлор сильный, поэтому у восстановителя степень окисления повышает до максимальной, т. е. до +3, где продуктом реакции железа является хлорид железа (III), а у окислителя понижается до -1.

В окислительно - восстановительных реакциях изменяются степени окисления элементов - условные заряды атома в молекуле, которые рассчитывают исходя из предположения, что химические частицы построены из ионов.

Расчёт степени окисления.

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Nа0 , Н20).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона. Наиболее электоотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы с меньшей электроотрицательностью - положительные (по периоду слева направо и по группе снизу вверх электроотрипательность увеличивается).

3. Постоянную степень окисления имеют атомы щелочных металлов +1, щелочноземельных металлов +2, водорода +1 (кроме гидридов NаН, СаН2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода -2 (кроме фторидов: O+ F2, O2+2 F2 и пероксидов: Nа2+02-, Н2+02-).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

5. Чтобы найти низшую степень окисления неметалла, следует из 8 вычесть

номер группы элементов в периодической системе.

Пример №1:

Задание: Определите степень окисления в оксиде ванадия (V).

Определяем степень окисления у элемента, имеющего постоянную степень окисления, у кислорода она равна -2, так как из 8 – (№ группы) 6 = 2. Кислород более электроотрицательный элемент, значит, он заряжается отрицательным зарядом, а ванадий – положительным. Степень окисления кислорода умножаем на количество атомов кислорода, получаем 10. Далее 10 делим на количество атомов элемента, имеющего неизвестную степень окисления, т. е. ванадия, получаем 5, соответственно степень окисления ванадия равна +5.

V 2+5O5-2

Алгоритм определения степени окисления в сложных соединениях, состоящих из 3-х и более элементов.

Чтобы рассчитать степень окисления в сложных веществах нужно составить простейшее математическое уравнение.

Задание: Определите степень окисления у пропандиола -1,2

1. Расставим степень окисления у известных элементов, у водорода +1, у кислорода

-2: C3 H8+ O2-2

2. За Х принимаем значение неизвестной степени окисления у углерода, Х умножаем на количество атомов углерода, получаем 3Х;

3. Степень окисления у водорода +1 умножаем на количество атомов водорода, получаем +8; степень окисления кислорода -2 умножаем на количество атомов кислорода, получаем – 4.

4. Итак, составляем математическое уравнение и решаем, учитывая, что молекула вещества всегда электронейтральна:

3Х + 8 – 4 = 0

3Х + 4 = 0

Х = - 4\3

5. Получаем степень окисления углерода - 4/3.

C3- 4\3 H8+O2-2

Алгоритм определения степени окисления в ионах.

Задание: Определите степень окисления в нитро-катионе: NO2+

Первый способ:

Расставим степень окисления у известных элементов: у кислорода

-2.

За Х принимаем значение неизвестной степени окисления у азота, Х умножаем на количество атомов азота, получаем Х; NхO2-2 + Степень окисления кислорода -2 умножаем на количество атомов кислорода, получаем – 4. Составляем математическое уравнение и решаем, учитывая, что заряд иона равен +1.

Х – 4 = +1

Х = +1 + 4

Х = +5

Записываем степень окисления у каждого элемента: N+5O2-2 +

Второй способ:

Необходимо знать, как образовался данный ион: нитро-катион образуется из нитрующей смеси, которая представлена концентрированными кислотами: серной и азотной. Серная, как более сильная кислота, диссоциирует, как

1. кислота:

I H2SO4 ↔ H+ + HSO4-

II HSO4- → H+ + SO42 -

_____________________________________

H2SO4 → 2H+ + SO42 –

Азотная вынуждена диссоциировать как основание с отщеплением гидроксигруппы:

HNO3 ↔ OH - + NO2+

Расставим степень окисления в азотной кислоте у известных элементов, у водорода +1, у кислорода -2: H+NO3-2 За Х принимаем значение неизвестной степени окисления у азота, Х умножаем на количество атомов азота, получаем Х Степень окисления у водорода +1 умножаем на количество атомов водорода, получаем +1; степень окисления кислорода -2 умножаем на количество атомов кислорода, получаем – 6. Составляем математическое уравнение и решаем, учитывая, что молекула вещества всегда электронейтральна:

+1+Х – 6 = 0

Х -5 =0

Х = +5

Записываем степень окисления у каждого элемента:

H+N+5O3-2

Соответственно, степень окисления в нитро - катине у азота равно +5. Так как он образовался при диссоциации азотной кислоты, где степень окисления у азота равна +5, следовательно, степень окисления в нитро-катионе у азота и в азотной кислоте у азота не изменяются.

Важнейшие окислители и восстановители.

Окислителями служат молекулы простых веществ электроотрицательных элементов и сложных веществ, содержащие атомы в высоких степенях окисления. Восстановителями являются атомы наименее электоотрицательных элементов и сложные вещества, содержащие атомы элементов в низших степенях окисления. Вещество, содержащее атомы элемента в промежуточной степени окисления, может выступать в роли и окислителя, и восстановителя, в зависимости от партнера, с которым взаимодействует, и от условий. Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями, так как они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны.

(повышает степень окисления) (понижает степень окисления)

Важнейшие окислители и восстановители.

Наиболее сильные окислители	Наиболее сильные восстановители
галогены – F2, Сl2, Вг2, перманганат калия – КмпO4, оксид марганца - Мп02, дихромат калия –К 2Сr 2О7, азотная кислота – HNO3 азотистая кислота – HNO2, хлорат, бромат и йодидат калия КClOз, КВrOз, КIOз, оксид свинца (IV) – РbО 2, кислород – O2, озон - Оз, пероксид водорода и натрия - Н 2 O2, Nа2O2, хлорноватистая кислота - НСlO, бромноватистая кислота - НВгO серная конц. кислота - Н 2 SO4 и др.	щелочные и щелочноземельные металлы - Li, К, Nа, Са и др., водород - Н2, оксид углерода (II) - СО, сероводород – Н2S, оксид серы (IV) – SO2, сернистая кислота (Н2SO3) и ее соли, аммиак – NH3, фосфин - РН3 и др.

1. Межмолекулярные окислительно - восстановительные реакции.

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 +O20 à S +4O2-2

Восстановитель S0 - 4e àS+4 │ 1

Окислитель O20 +4 à 2O-2 │ 1

2 S0 -4e +O20 +4e à 2S+4 + 2O-2

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления.

2. Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции.

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

3. Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования).

В реакциях диспропорционирования один и тот же элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. Среди реакций диспропорционирования выделяют реакции конмутации и дисмутации. В том случае, когда атомы одного и того же элемента и окисляются и восстанавливаются, происходит реакция дисмутации.

А _I

Если атомы одного и того же элемента приобретают одинаковую степень
окисления, идет реакция конмутации.