Презентация "Окислительно-восстановительные реакции на примере соединений хрома и марганца" 11 класс. Окислительно восстановительные реакции с хромом

ЛР_4 - Окислительно-восстановительные реакции

С этим файлом связано 46 файл(ов). Среди них: Образец коллоквиума №4.doc, Общая химия_Вариант 13.DOC.doc, Таблица_Термодинамические константы веществ.doc, ЛР_5 - Окислительно-восстановительные реакции.DOC.doc, Неорганика_Вариант 10.DOC.doc, Вариант 06.DOC.doc, Общая химия_Вариант 12.DOC.doc, Химия БПП_Вариант 08.doc, Общая химия_Вариант 19.DOC.doc, Неорганика_Вариант 09.DOC.doc и ещё 36 файл(а).

Показать все связанные файлы Лабораторная работа № 5

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Степень окисления (СтО) – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления может быть положительной, отрицательной или нулевой. Атомы одного и того же элемента в разных соединениях проявляют различные степени окисления.

Степень окисления показывает, сколько электронов смещено от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Смещение электронов происходит к наиболее электроотрицательному элементу.

Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ (образованных атомами одного элемента). В них элементы имеют абсолютно одинаковые электроотрицательности и электроны не смещаются ни к одному из атомов.

Правила определения степени окисления

1. Существуют элементы, проявляющие во всех молекулах сложных веществ постоянную степень окисления:

– Элементы І группы главной подгруппы (щелочные металлы): Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, а также Ag+;

– Водород Н+ (кроме гидридов металлов )

– Элементы ІІ группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы): Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2; а также Zn+2;

– Элементы ІІІ группы главной подгруппы: B+3, Al+3;

– Кислород О-2, кроме пероксидов (,,), надпероксидов , озонидов и фторида кислорода.

2. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы элемента (N) в таблице Менделеева. СтОmax = N:

Cl+7(VII гр.), S+6(VI гр.), N+5(V гр.), Mn+7(VII гр.), Cu+2(II гр.).

Низшая степень окисления элемента равна: СтОmin = N – 8:

Cl–(VII гр.), S–2(VI гр.), N–3(V гр.), C–4(IV гр.).

3. Степени окисления элементов в сложных веществах определяются, исходя из правила: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в ионе – заряду иона.

Пример: В молекуле дихромата калия K2Cr2O7 степени окисления калия и кислорода постоянны: К+, О 2; степень окисления хрома является переменной, ее необходимо определить.

Так как сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, можно составить уравнение, обозначив степень окисления хрома за х:

2(+1) + 2х + 7(-2) = 0,

откуда х = 6.

Степень окисления хрома равна +6:

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, отдающие электроны – восстановители.

В процессе окисления степень окисления восстановителя повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, принимающие электроны – окислители.

В процессе восстановления степень окисления окислителя понижается.

Процесс передачи электронов от восстановителя к окислителю подчиняется правилу электронного баланса: число электронов отданных восстановителем всегда равно числу электронов принятых окислителем.Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод).

Метод электронного баланса

1. Записать схему реакции, которую требуется уравнять:

KMnO4 + KJ + h3SO4 → J2 + MnSO4 + K2SO4 + h3O

2. Определить степени окисления всех атомов, участвующих в реакции. Выявить элементы, меняющие степень окисления:

3. Составить схему электронного баланса, подставляя в нее то количество атомов окислителя и восстановителя, которое имеется в исходной реакции.

Число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. Найти наименьшее общее кратное для числа электронов и дополнительные множители, которые становятся коэффициентами при окислителе и восстановителе:

4. Расставить коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части, перед восстановленной и окисленной формами в правой части схемы (необходимо учитывать удвоенное число атомов в схеме электронного баланса):

2KMnO4 + 10KJ + h3SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + K2SO4 + h3O

5. Уравнять атомы металлов, не меняющих степень окисления.

В левой части 12 атомов K, следовательно, в правой части перед K2SO4, содержащим 2 атома K, ставится коэффициент 6:

2KMnO4 + 10KJ + h3SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + h3O

6. Уравнять кислотные остатки.

В правой части 8 ионов , поэтому перед h3SO4 ставится коэффициент 8:

2KMnO4 + 10KJ + 8h3SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + h3O

7. Уравнять атомы водорода.

В левой части 16 атомов водорода, поэтому перед h3O необходимо поставить коэффициент 8:

2KMnO4 + 10KJ + 8h3SO4 → 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8h3O

8. Проверить правильность подбора коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода в обеих частях уравнения:

В левой части: 2·4 + 8·4 = 40. В правой части: 2·4 + 6·4 + 8 = 40. Коэффициенты расставлены верно.

Метод полуреакций (ионно-электронный метод)

Этот метод применяют при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе. При этом рассматривают не отдельные атомы, а ионы или молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе: неэлектролиты, слабые электролиты и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты – в виде ионов.

В исходных ионах или молекулах может быть избыток или недостаток атомов кислорода по сравнению с образовавшимися частицами. Перенос этих атомов осуществляется при помощи катионов водорода , гидроксид-ионов или молекул воды Н2О (в зависимости от характера среды, в которой протекает данная реакция).

Схемы составления полуреакций

ОВР в кислой среде

В растворе присутствуют ионы Н+ и молекулы Н2О

Избыток кислорода в левой части уравнения связывается катионами Н+ с образованием молекул воды:

где n – число атомов кислорода, которые исходная частица отдает или принимает; m – число атомов кислорода, оставшихся в исходной частице.

Недостаток кислорода в левой части уравнения восполняют молекулы воды, оставляя катионы водорода:

Чтобы уравнять суммарные заряды в обеих частях полуреакции, в левой ее части добавляют или отнимают соответствующее количество электронов.

Пример 1:

ОВР в щелочной среде

В растворе присутствуют ионы ОН–и молекулы Н2О

Избыток кислорода в левой части уравнения связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов:

Недостаток кислорода в левой части уравнения восполняют гидроксид-ионы, оставляя молекулы воды:

Пример 2:

ОВР в нейтральной среде

В растворе присутствуют только молекулы Н2О

Избыток и недостаток кислорода регулируется молекулами воды с образованием гидроксид-ионов и катионов водорода:

Пример 3:

Если в исходных и конечных частицах нет атомов кислорода, то заряды до и после реакции уравниваются только за счет перехода электронов:

Алгоритм уравнивания ОВР методом полуреакций

1. Записать схему реакции, которую требуется уравнять:

Na2SO3 + KJO3 + h3SO4 → Na2SO4 + J2 + K2SO4 + h3O

2. Определить степени окисления всех атомов, участвующих в реакции. Найти элементы, меняющие степень окисления и определить, в состав каких молекул или ионов они входят:

3. Определить характер среды и составить схемы полуреакций окисления и восстановления. Определить число электронов, участвующих в полуреакциях. Для них найти наименьшее общее кратное и дополнительные множители (коэффициенты) для каждой полуреакции:

Среда кислая, т.к. одно из исходных веществ – серная кислота.

4. Сложить уравнения полуреакций с учетом дополнительных множителей и получить сокращенное ионное уравнение реакции. Электроны при этом сокращаются:

Одинаковые ионы в левой и правой частях можно сократить:

5. Каждый ион дополнить таким количеством соответствующих противоионов, чтобы в сумме они образовали нейтральные молекулы веществ из уравниваемой реакции.

Число противоионов, добавленных в левой и правой частях, должно быть одинаковым. Недостающие ионы необходимо прибавить отдельно:

В правой части не хватает ионов и , их необходимо добавить отдельно:

6. Составить молекулярное уравнение, объединив соответствующие ионы в молекулы, и расставить в нем коэффициенты:

2KJO3 +5Na2SO3 + h3SO4 = J2 + 5Na2SO4 + K2SO4 + h3O

Типы окислительно-восстановительных реакций

1.Межмолекулярные – ОВР, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах:

В данной реакции 2 молекулы азотной кислоты идут на восстановление до NO, а еще 6 – на связывание трех ионов меди. Поэтому общий коэффициент перед азотной кислотой равен 8:

3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O

2.Внутримолекулярные – ОВР, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле.

3. Реакции диспропорционирования – ОВР, в которых окислителем и восстановителем является одна и та же частица.

а) Дисмутация – одна часть атомов восстанавливается, а другая часть тех же атомов окисляется:

б) Коммутация – разные вещества, содержащие атомы одного элемента в разных степенях окисления, превращаются в одно и то же вещество:

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Цель работы:

Познакомиться с типами окислительно-восстановительных реакций. Изучить окислительно-восстановительные свойства некоторых веществ. Освоить методы уравнивания ОВР.

Оборудование и реактивы:

Растворы: йода J2 (спиртовый), сульфита натрия Na2SO3 (0,5н), дихромата калия K2Cr2O7 (0,5н), серной кислоты h3SO4 (2н), сульфата марганца(II) (0,5н), пероксида водорода h3O2 (3 %), перманганата калия KMnO4 (0,5н), гидроксида калия KOH (2н). Дихромат аммония (Nh5)2Cr2O7 (тв.). Перманганат калия KMnO4 (тв.). Серная кислота h3SO4 (конц.). Вода.

Асбестированная сетка. Фарфоровая чашка. Пипетка. Стеклянная палочка. Спиртовка. Спички. Пробирки.

Восстановительные свойства сульфитов

В первую пробирку налить 1 мл водного раствора йода.

Во вторую налить 1 мл раствора дихромата калия и подкислить несколькими каплями разбавленной серной кислоты.

В каждую пробирку добавить по 1 мл раствора сульфита натрия. Отметить изменение окраски раствора в обеих пробирках.

 Запись результатов опыта:

1. Расставить коэффициенты методом полуреакций:

а) Na2SO3 + J2 + h3O → Na2SO4 + HJ

б) Na2SO3+K2Cr2O7+h3SO4→Na2SO4+Cr2(SO4)3+K2SO4+h3O

2. Записать наблюдаемые явления.

3. Какая частица выполняет роль окислителя в каждом случае?

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода и соединений марганца

В первую пробирку налить 1 мл раствора перманганата калия и подкислить его несколькими каплями разбавленной серной кислоты.

Во второй пробирке ионообменной реакцией получить нерастворимый гидроксид марганца(II).

В каждую пробирку добавить по 1 мл раствора пероксида водорода.

Отметить наблюдаемые изменения. Запись результатов опыта:

1. Написать реакцию образования гидроксида марганца в ионной и молекулярной формах.

2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса. Обозначить окислители и восстановители:

а) h3O2 + KMnO4 + h3SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + h3O

б) Mn(OH)2 + h3O2 → MnO2 + h3O

3. Написать реакцию разложения пероксида водорода, катализатором для которой является образующийся диоксид марганца. При этом образуется два вещества, в которых кислород проявляет степени окисления -2 и 0.

4. Почему пероксид водорода способен проявлять и окислительные, и восстановительные свойства?

5. Какие свойства – окислительные или восстановительные – могут проявлять соединения марганца KMnO4, MnO2 и Mn(OH)2? Ответ пояснить.

Влияние рН среды на окислительную способность перманганат-иона

В три пробирки налить по 1 мл раствора перманганата калия.

В первую добавить несколько капель разбавленной серной кислоты.

Вторую оставить без изменений.

В третью добавить несколько капель раствора гидроксида калия.

В каждую пробирку добавить по 1 мл раствора сульфита натрия. Отметить различные признаки реакции во всех пробирках.

 Запись результатов опыта:

1. Расставить коэффициенты методом полуреакций:

а) Na2SO3 + KMnO4 + h3SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + h3O

б) Na2SO3 + KMnO4 + h3O → Na2SO4 + MnO2 + KOH

в) Na2SO3 + KMnO4 + KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + h3O

2. Описать наблюдаемые явления в каждой пробирке.

3. В какой среде восстановление перманганат-иона протекает наиболее полно? Как рН среды влияет на окислительные способности окислителей?

Типы окислительно-восстановительных реакций

а) Взаимодействие перманганата калия с сульфатом марганца

В пробирку налить 1 мл раствора перманганата калия и добавить 1 мл раствора сульфата марганца.

Что наблюдается?б) Взаимодействие йода с раствором щелочи

В пробирку налить 1 мл раствора йода. Прилить равный объем раствора гидроксида калия. Отметить изменение окраски.

в) Термическое разложение дихромата аммония («Вулкан»). ДЕМОНСТРАЦИОННЫЙ.

Проводить под тягой или в хорошо проветриваемом помещении!

На асбестированную сетку насыпать небольшую горку порошка дихромата аммония. Спичкой поджечь вершину горки до начала разложения соли. Что наблюдается?

Образовавшуюся рыхлую массу оксида хрома по окончании опыта собрать для дальнейшего использования.

 Запись результатов опыта:

1. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:

а) MnSO4 + KMnO4 + h3O → MnO2 + K2SO4 + h3SO4

б) J2 + KOH → KJ + KJO + h3O

в) (Nh5)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + h3O

2. Записать наблюдаемые явления в каждом случае.

3. Определить тип каждой из проделанных реакций.

Действие сильных окислителей на органические вещества. ДЕМОНСТРАЦИОННЫЙ

В фарфоровую чашку внести один микрошпатель кристаллического перманганата калия. Добавить несколько капель концентрированной серной кислоты до образования зеленой жидкости оксида марганца(VII).

В полученную жидкость обмакнуть стеклянную палочку. Коснуться палочкой фитиля спиртовки – спиртовка загорается (оксид марганца(VII) очень энергично реагирует со спиртом и тот возгорается).

В чашку с зеленой жидкостью добавить воды. О наличии каких ионов говорит цвет полученного раствора?

 Запись результатов опыта:

1. Написать уравнения реакций, протекающих без изменения степеней окисления элементов:

а) Взаимодействия перманганата калия с концентрированной серной кислотой;

б) Разложения неустойчивой марганцевой кислоты.

2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:

Mn2O7 + C2H5OH → MnO2 + CO2 + h3O

3. Написать реакцию взаимодействия Mn2O7 с водой.

4. Записать все наблюдаемые явления.

перейти в каталог файлов

uhimik.ru

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления хотя бы одного из элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Изменение степени окисления элементов происходит в результате перехода электронов от атома одного элемента к другому атому или в результате смещения электронных пар, образующих химическую связь.

Степень окисления - это условный заряд, который присваивается атому элемента в соединении из расчета, что все связи в нем ионные. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ. Металлы в соединениях проявляют положительную степень окисления, а неметаллы – как положительную, так и отрицательную.

Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а кислород в большинстве соединений -2.

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в их состав, равна 0, так как молекулы электронейтральны. Исходя из этого, можно вычислить степень окисления атомов в молекулах сложных соединений.

Пример. Вычислить степень окисления серы в серной кислоте и фосфора в пирофосфорной кислоте.

24: 2·1 + x + 4·(-2) = 0, x = 6.

Следовательно, сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

427: 4·1+ 2x + 7·(-2) = 0, x = 5.

Степень окисления фосфора в пирофосфорной кислоте +5

Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома, называется окислением. Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома, называется восстановлением. Окислительно-восстановительная реакция – это единый процесс: без окисления не может быть восстановления.

Вещество, которое в реакции отдает электроны, называется восстановителем. В окислительно-восстановительном процессе оно окисляется. Вещество, которое в реакции принимает электроны, называется окислителем. В ходе реакции оно восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Восстановители

1.Простые вещества:

-металлы: Me – nē → Men+;

-неметаллы: водород, углерод: h3– 2ē → 2H+,

C – 4ē → .

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы в низшей степени окисления: - 1ē →;

-отрицательно заряженные простые ионы (S2-,J-): S2-- 2ē → S0, J-- 1ē → J0;

-сложные анионы с атомом элемента в низшей степени окисления: O- 2ē →O,

O- 2ē →O.

Окислители

1. Простые вещества – неметаллы (кислород, галогены, сера): O2+ 4ē → 2O2-,

S + 2ē → S2-,

Cl2+ 2ē → 2Cl-.

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления: + 2ē →;

-положительно заряженные ионы благородных металлов: Ag+ + 1ē → Ag;

-соединения, содержащие анионы с атомом элемента в высшей степени окисления: концентрированная и разбавленная азотная кислота и ее соли, концентрированная серная кислота, перманганат калия KO4, дихромат калия K22O7, кислородные соединения галогенов.

Составление окислительно-восстановительных реакций

Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции – значит определить какие продукты реакции образуются и найти коэффициенты перед всеми веществами.

Одним из методов определения коэффициентов в уравнении реакции является метод электронного баланса. В основе этого метода лежит нахождение коэффициентов перед молекулами восстановителя и окислителями, при которых суммарное число электронов, отданных восстановителем, равно суммарному числу электронов, присоединенных окислителем.

Рассмотрим этот метод на простейшем примере окисления алюминия кислородом: + O2→2O3.

Алюминий – металл, он является восстановителем. Атом алюминия отдает 3 электрона. Кислород – неметалл, он является окислителем. Молекула кислорода принимает 4 электрона, образуя два иона кислорода (всегда нужно определять число принятых или отданных электронов молекулой реагирующего вещества). Находим наименьшее общее кратное число отданных и полученных электронов, умножая 3 на 4. Это число указывает на количество электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции:

– 3ē =

2+ 4ē = 2

Чтобы восстановитель отдал 12 электронов, должно быть 4 атома алюминия. Чтобы окислитель присоединил 12 электронов, должно быть 3 молекулы кислорода:

– 3ē =4

O2+ 4ē = 2O3

В левой частях уравнения реакции 4 атома алюминия, в правой части должно быть столько же, т. е. перед Al2O3нужно поставить коэффициент 2: 4Al + 3O2= 2Al2O3.

Проверка на кислород показывает, что в левой и правой части уравнения 6 атомов кислорода. Коэффициенты в уравнении реакции расставлены правильно.

Коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, можно увеличивать или уменьшать, не изменяя их соотношения, полученного при составлении схемы электронного баланса.

Часто в окислительно-восстановительных реакциях, происходящих в растворах, принимает участие третий компонент – среда. Например,

K+K22O7+h3SO4→2+2(SO4)3+K2SO4+h3O.

В этой реакции восстановителем является иодид калия, а окислителем – дихромат калия. Составляем схему электронного баланса:

- 1ē =6

2+ 6ē = 21

Один ион иода отдает 1 электрон, а два атома хрома принимают 6 электронов. Отсюда получаются коэффициенты перед молекулами восстановителя и окислителя 6 и 1. Эти коэффициенты определяют соотношение между числом молекул восстановителя и его окисленной формой, с одной стороны, и числом молекул окислителя и его восстановленной формой, с другой:

6KJ + K2Cr2 O7 + h3SO4 → 3J2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + h3O.

Серная кислота необходима для связывания в соль образовавшихся катионов K+и Cr+3. Количество молекул K2SO4определяется суммарным числом атомов калия в левой части уравнения: из 8 атомов калия получается 4 молекулы K2SO4. Для образования одной молекулы Сr2(SO4)3и четырех молекул K2SO4необходимо 7 молекул серной кислоты. Ионы водорода в кислой среде образуют воду. Количество молекул воды определяется количеством атомов водорода, содержащихся в 7 молекулах серной кислоты. Таким образом, законченное уравнение этой реакции имеет вид

6KJ + K2Cr2 O7+ 7h3SO4= 3J2+ Cr2(SO4)3+4K2SO4+ 7h3O.

Правильность составления уравнения реакции определяется подсчетом атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции: 35 = 35.

В некоторых случаях роль среды играет окислитель или восстановитель. Тогда в уравнении реакции формулу окислителя (или восстановителя) полезно написать дважды.

В качестве примера рассмотрим окисление меди разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота здесь играет двойную роль – роль окислителя и среды:

3 + 2HO3 + 6HNO3 (среда) = 3(NO3)2 + 2O + 4h3O;

- 2ē =3

+ 3ē =2

Две молекулы азотной кислоты играют роль окислителя. В этих молекулах изменяется степень окисления азота. Кислотные остатки шести других молекул связываются с образовавшимися катионами Cu2+.

Молекулы некоторых веществ могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. В этом случае возможны реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Примером такой реакции является реакция разложения азотистой кислоты на оксид азота (II), азотную кислоту и воду. При составлении уравнения реакции этого типа формулу одного и того же вещества полезно записать дважды:

HO2 + 2HO2 = HO3 + 2O + h3O;

- 2ē = 1

+ 1ē =2

Как следует из этого уравнения одна молекула HNO2является восстановителем, превращаясь в одну молекулу HNO3, а две другие ее молекулы выступают в роли окислителя, образуя две молекулы NO.

Существуют вещества, в молекулах которых есть атомы, способные отдавать, и атомы, способные принимать электроны. Разложение этих веществ представляет собой реакцию внутримолекулярного окисления-восстановления:

(h5)22O7 = 2 + 2O3 + 4h3O;

2– 6ē =2 6 1

2+ 6ē = 26 1

В этой реакции азот в ионе Nh5+отдает электроны хрому в дихромат-ионе.

studfiles.net

Окислительно-восстановительные реакции теоретическое введение

Лабораторная работа № 5

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Правила определения степени окисления

1. Существуют элементы, проявляющие во всех молекулах сложных веществ постоянную степень окисления:

– Элементы І группы главной подгруппы (щелочные металлы): Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, а также Ag+;

– Водород Н+ (кроме гидридов металлов )

– Элементы ІІ группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы): Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2; а также Zn+2;

– Элементы ІІІ группы главной подгруппы: B+3, Al+3;

– Кислород О-2, кроме пероксидов (,,), надпероксидов, озонидови фторида кислорода.

2. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы элемента (N) в таблице Менделеева. СтОmax = N:

Cl+7(VII гр.), S+6(VI гр.), N+5(V гр.), Mn+7(VII гр.), Cu+2(II гр.).

Низшая степень окисления элемента равна: СтОmin = N – 8:

Cl–(VII гр.), S–2(VI гр.), N–3(V гр.), C–4(IV гр.).

Пример: В молекуле дихромата калия K2Cr2O7 степени окисления калия и кислорода постоянны: К+, О‑2; степень окисления хрома является переменной, ее необходимо определить.

2(+1) + 2х + 7(-2) = 0,

откуда х = 6.

Степень окисления хрома равна +6:

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, отдающие электроны – восстановители.

В процессе окисления степень окисления восстановителя повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, принимающие электроны – окислители.

В процессе восстановления степень окисления окислителя понижается.

Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод).

studfiles.net

Окислительно-восстановительные реакции | Дистанционные уроки

30-Авг-2012 | комментария 2 | Лолита Окольнова

И снова пост об овр, или

Снова, потому что раньше уже писала об этом здесь, здесь и вот здесь…

Хочу рассмотреть с вами вот такой пример: ЕГЭ 2012 часть С задание 1:

K2CrO4 + HCl = CrCl3 + … + … + h3O

Меня часто спрашивают, можно ли такую реакцию уравнять обычным способом для овр — по атомам…

Наверное, можно… но это будет 1) долго,2) не всегда удается правильно подобрать таким образом продукты реакции.

Намного лучше (это не просто мое личное мнение, а опыт, подтвержденный результатами учеников) — метод полуреакций.

Давайте разберем по порядку как решаются такие уравнения:

(Сразу условимся — заряд ионов я буду писать в скобках)

1) определяем участников окислительно-восстановительной реакции:

Сr(6+) стал Cr(3+). Cтепень окисления хрома понизилась, т.е. он восстановился. Следовательно, второй участник реакции должен окислиться.

Сl находится в минимальной степени окисления -1, если он окислится, то станет Сl2.

2) Записываем процессы окисления и восстановления для каждого участника реакции в ионной форме с учетом среды (HCl — кислая среда)

2| СrO4(2-) + 8H(+) +3e(-) = Cr(3+) + 4h3O

3| 2Cl(-) -2e(-) = Cl2

3) Выписываем реагенты и продукты реакции с учетом коэффициентов:

2СrO4(-2) + 16H(+) + 6Cl(-) = 2Cr(3+) + 8h3O + 3Cl2

4) Дописываем каждому иону недостающую часть:

2СrO4(-2) + 16H(+) + 6Cl(-) = 2Cr(3+) + 8h3O + 3Cl2

+4K(+) +10Cl(-) = +4K(+) + 10Cl(-)_____________________________________________2K2CrO4 + 16HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 3Cl2

А теперь — маленький совет, который сэкономит вам уйму времени на экзамене:

Допустим, вы прошли все пункты 1-3 и, дописывая ионы к полученному уравнению, понимаете, что они не сходятся. Ошибка!

Так вот, ни в коем случае не ищите ошибку в ходе решения. Вы еще больше запутаетесь, начеркаете и потеряете много драгоценного экзаменационного времени!

Берете чистый лист бумаги и решаете все с самого начала. И не ищите, где именно вы ошиблись — не тратьте впустую время. Обычно это обычные описки или ошибки по невнимательности. Где-то коэффициент потеряли, где-то степень окисления попутали, электроны неправильно посчитали… Повторю — главное, не исправляйте на том же листе, на котором решали в первый раз.

Когда меня просят посмотреть где закралась ошибка, я делаю ровно то же самое — беру лист чистой бумаги и решаю все с самого начала.

Еще на эту тему:

Обсуждение: "Окислительно-восстановительные реакции"

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

Презентация "Окислительно-восстановительные реакции на примере соединений хрома и марганца" 11 класс

Классификация химических реакций

По числу и составу реагирующих и образующихся веществ
По тепловому эффекту
По агрегатному состоянию реагирующих и образующихся веществ
По направлению
По наличию катализатора
По изменению степени окисления элементов
По механизму протекания
По виду энергии, инициирующей реакцию

ОВР на примере соединений хрома и марганца

Иванова Елена Николаевна,
учитель химии МОУ «Сернурская СОШ №2 им. Н.А.Заболоцкого
Сернурского района Республики Марий Эл
2016 г.

Рассмотреть особенности строения атомов хрома и марганца, на основании строения электронных оболочек предсказать возможные степени окисления этих элементов в соединениях. Отработать умения составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Выяснить влияние среды на окислительные свойства перманганат-иона. Воспитывать навыки самооценки знаний, совместной работы в группах, умения логически мыслить, наблюдательность.

Соединения марганца

кислотная среда
Mn(+2)
Mn(+7) нейтральная среда
Mn(+4)
щелочная среда
Mn(+6)

Соединения марганца

окислитель Mn(+2)
MnO2
восстановитель Mn(+6,+7)

Соединения хрома

Степени окисления хрома	Кислотная среда	Щелочная среда

Внимание! Упражнение!

KMnO4+KNO2+h3SO4=
KMnO4+KNO2+h3O=
KMnO4+KNO2+КОН=
MnO2+KNO2+h3SO4=
MnO2+KNO3+KOH=
Cr2O3+KClO3+KOH=
KCrO2+Br2+KOH=
K2CrO4 + h3O + h3S=
Cr2(SO4)3+KMnO4+h3O=
K2Cr2O7+HI+h3SO4=

Что вы поняли на уроке

	Частично понял	Ничего не понял
1. Наиболее характерные степени окисления марганца и хрома
2. Изменение степени окисления марганца в различных средах
3. Определение продуктов ОВР с участием соединений марганца и хрома
4. Расстановка коэффициентов в ОВР методом электронного баланса

Спасибо за работу

Список источников

Настольная книга учителя. Химия. 11 класс: В 2 ч. Ч. I/ О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова, А.Г.Введенская. – М.: Дрофа, 2003.
Химия. 11 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений/ О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова. – М.: Дрофа, 2008.
Изображения по ТБ:
http://eco.solovschool.edusite.ru/images/p68_pres_him3.jpg
http://vh3.wt4013306.hosting10.tomsknet.ru/wp-content/uploads/2016/01/55.jpg
http://mypresentation.ru/documents/e64066f3086e57f51886ef1d8f370fee/img5.jpg
http://900igr.net/datai/khimija/Fizicheskie-i-khimicheskie-svojstva-kislot/0020-021-Blagodarju-za-urok.jpg

uchitelya.com

Окислительно-восстановительные реакции для подготовки к ЕГЭ (псобие)

Учебно-методическое пособие по химии

Окислительно-восстановительные реакции для подготовки к ЕГЭ

Бражникова Алла Михайловна, учитель химии ГБОУ школа №332 Невского района Санкт-Петербурга

Содержание

Данное пособие предназначено для обучающихся 10 и 11 классов. В пособии отражена классификация окислительно-восстановительных реакций, рассмотрены важнейшие окислительно-восстановительные реакции в органической и неорганической химии, рассмотрен подход к определению продуктов окисления-восстановления наиболее важных восстановителей и окислителей в зависимости от условий реакции. В пособии собраны задания с решениями, которые предлагались в тестах ЕГЭ прошлых лет.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1)МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ.

Различают несколько типов межмолекулярных

реакций:

а) Исходные вещества содержат только окислитель

и восстановитель:

2h3S-2+S+4O2=3S0 +2h3O

б) Кроме окислителя и восстановителя в реакции

участвуетсолеобразователь:

K2Cr+62O7 +3Na2S-2 +7h3SO4 =Cr+32(SO4)3 + 3S 0 + K2SO4++3Na2SO4 +7h3O

в) Окислитель или восстановитель одновременно

выполняют роль солеобразователя:

Mn+4O2 +4HCl =1=Mn+2CL2 +CL2 +2h3O

2)РЕАКЦИИ ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ

2NaN+5O-23=2NaN+3O2+O02

3)Реакции диспропорционирования

это реакции, в которых атомы одного и того же элемента находятся в промежуточной с.о., являются и окислителем, и восстановителем

CL02 +2NaOH =NaCL-1 +NaCL+1O +h3O

К окислителям относятся:

1)простые вещества:F2. O2. O3.CL2. Br2.I2

2)Bещества, содержащие элементы в высших степенях

окисления: KMnO4, K2Cr2O7, KBiO3, HNO3, HClO4,

h3SO4, PbO2 и другие.

К восстановителям относятся:

1)простые в-ва: металлы.

2)В-ва, cодержащие элементы в низших степенях

окисления:HCL, HBr, NaI, h3S, Cah3,KBr и другие.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна:

1)для ряда простых веществ CL2, Br2, I2, S, h3, N2и ….

2)ионов ряда металлов:

Cu+,Fe2+ ,Cr3+и т. д.

3)анионов неметаллов в промежуточных степенях окисления и других соединениях, содержащих элементы в промежуточных степенях

окислениях: NO2-, SO32-, CLO-, CLO3-, h4PO3, SO2, ит.д.

Важнейшие окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии.

1)Превращение соединений марганца в окислительно-восстановительных реакциях.

1)кислая → Mn+2(соль)

Mn+7 → 2)щелочная → Mn+6 (K2MnO4)

3)нейтральная→ Mn+4(MnO2)

Закончить уравнения реакций:

1)KMnO4 +KJ +h3O=

2) KMnO4+HCL=

3) MnSO4+NaCLO+h3O=MnO2+NaCL +h3SO4

4)MnO2 +KCLO 3+KOH =K2MnO4+KCL+?

5)KMnO4 +Na2SO3 +h3O =

6) KMnO4+KJ +h3SO4=

7) KMnO4+h3S +h3SO4=

8) MnO2+NaJ +h3SO4=

9) KMnO4 +KJ +KOH=

10) KMnO4 +KNO2+ h3SO4=KNO3+?

11) MnO2 + KNO3+KOH=

12) MnO2+KBr+h3SO4=

13) MnO2+Fe(NO3)2 +HNO3=

14)Mn(NO3)2+Ca(CLO)2 +h3O = MnO2+CaCL2 +HNO3

15)MnCL2+ KMnO4+h3O=MnO2+KCL +HCL

16)MnSO4+ KMnO4+h3O=MnO2+K2SO4+h3SO4

17) Mn(NO3)2+ KMnO4+h3O=MnO2+KNO3+HNO3

18) ) MnO2 + NaNO3+KOH=K2MnO4+NaNO2+?

19) KMnO4+FeSO4+ h3SO4=Fe2(SO4)3+?

2)Превращение соединений хрома в окислительно-восстановительных реакциях.

K2CrO4 CrO2-

Î в щелочной Î в щелочной

Cr+6 ⇔ Cr+3 вh3O Cr(OH)3

В кислой: в кислой:

K2Cr2O7 Cr3+(соль)

Закончить уравнения реакций, подобрать коэффициенты методом электронного баланса.

1) K2Cr2O7+SO2+ h3SO4=

2)Cr2(SO4)3 +Br2 +NaOH=

3)Cr2O3 +KOH +KMnO4 =K2CrO4 +K2MnO4 +h3O

4)Cr2O3 +KOH + KClO3 =K2CrO4 +KCl +h3O

5)K2Cr2O7+HCL =

6)Na2CrO4 +h3O2 +h3O = Cr(OH)3 + NaOH + O2

7)K2Cr2O7 +h3S +h3SO4 =

8)K2Cr2O7+KJ +h3O=

9) K2Cr2O7 + KJ +h3SO4=

10) K2Cr2O7 +KNO2 + h3SO4=

11) K2Cr2O7 +h3S +h3S O4=

12) K2Cr2O7 +Na2SO3 +h3O =

13)CrCL3 +CL2 +KOH =

14) Cr2O3+KNO3 +KOH =

15) K2Cr2O 7+K2S+ h3O=

16) K2Cr2O7 + h3O2+ h3S O4=Cr2(SO4)3+K2SO4 +O2 +h3O

17)Cr(OH)3+Br2 +NaOH =Na2CrO4 +NaBr +h3O

18)NaCrO2+PbO2 +NaOH +h3O = Na2CrO4 +Na2(Pb(OH)4)

3)Окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода.

1)кислая→ h3O

h3O2 (окислитель) → 2)нейтральная→ OH-

3)щелочная→ OH-

1) Кислая→ O2+2H+

h3O2 (востановитель-) → 2) Нейтральная→ O2+h3O

3) Щелочная→ O2+h3O

KMnO4 +h3O2+ h3SO4= MnSO4+ O2 +h3O+…
KMnO4 + h3O2 +h3O= MnO2+ O2 +…
KMnO4 + h3O2 +KOH= K2MnO4 + O2 +…
K2Cr2O7 + h3O2 +h3SO4 = Cr2(SO4)3 +O2 + h3O +…
h3O2 + KJ + h3SO4= h3O +...
h3O2 + HCL = CL2 +…

4) Уравнения окислительно-восстановительных реакции в тестах ЕГЭ 2009год (ДЕМО версия):

1) KMnO4+MnSO4+h3O=MnO2+… +…

Ответ: KMnO4 +MnSO4 +h3O =MnO2 +K2SO4 +h3SO4

KNO2 +… +h3O =MnO2 +… + KOH

Ответ: KNO2 +KMnO4 + h3O =MnO2 +KNO3+ KOH

Cr2O3 +… +KOH =KNO2 +K2CrO4 +…

Ответ: Cr2O3 +KNO3 + KOH = KNO2 + K2CrO4 +h3O

J2 +K2SO3 +… = K2SO4 + … +h3O

Ответ: J2 +K2SO3 + KOH = K2SO4 + KJ + h3O

KMnO4 +MnSO4 +h3O =MnO2 +… +…

Ответ: KMnO4 +MnSO4 +h3O =MnO2 + K2SO4 +h3SO4

5)Окислительно-восстановительные реакции в органической химии

В ОВР органических веществ с неорганическими органические вещества чаще всего являются восстановителями. Так, при сгорании органического вещества в избытке кислорода всегда образуется углекислый газ и вода. Сложнее протекают реакции при использовании менее активных окислителей. В этом параграфе рассмотрены только реакции представителей важнейших классов органических веществ с некоторыми неорганическими окислителями.

Алкены. При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты). Атомы-восстановители в этих реакциях – атомы углерода, связанные двойной связью.

Реакция с раствором перманганата калия протекает в нейтральной или слабо щелочной среде следующим образом:

C2h5 + 2KMnO4 + 2h3O → Ch3OH–Ch3OH + 2MnO2 + 2KOH (охлаждение)

Электроны отдают два атома С в молекуле алкена. Поэтому мы должны учесть общее количество отданных всей молекулой электронов:

3СН3-С−1Н=С−2Н2 + 2KMn+7O4 + 4h3O (хол. р-р.) → 3Ch4-C0HOH-C−1h3OH + 2Mn+4O2 + 2KOH

Mn+7 + 3e → Mn+4			\|	2
С−1 − 1е → C0	}	− 2e		3
С−2 − 1е → C−1

3СН3-С−1Н=С−2Н2 + 10KMn+7O4	t°	3Ch4-C+3OOK + 3K2C+4O3 + 10Mn+4O2 + KOH + 4Н2О
	→

Mn+7 + 3e → Mn+4			\|	10
С−1 − 4е → C+3	}	− 2e		3
С−2 − 6е → C+4

В более жестких условиях окисление приводит к разрыву углеродной цепи по двойной связи и образованию двух кислот (в сильно щелочной среде – двух солей) или кислоты и диоксида углерода (в сильно щелочной среде – соли и карбоната):

1) 5Ch4CH=CHCh3Ch4 + 8KMnO4 + 12h3SO4 → 5Ch4COOH + 5C2H5COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 17h3O (нагревание)

2) 5Ch4CH=Ch3 + 10KMnO4 + 15h3SO4 → 5Ch4COOH + 5CO2 + 10MnSO4 + 5K2SO4 + 20h3O (нагревание)

3) Ch4CH=CHCh3Ch4 + 6KMnO4 + 10KOH → Ch4COOK + C2H5COOK + 6h3O + 6K2MnO4 (нагревание)

4) Ch4CH=Ch3 + 10KMnO4 + 13KOH → Ch4COOK + K2CO3 + 8h3O + 10K2MnO4 (нагревание)

Дихромат калия в сернокислотной среде окисляет алкены аналогично реакциям 1 и 2.

Алкины. Алкины начинают окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алканов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные в данном случае тройной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:

5Ch4CCH + 8KMnO4 + 12h3SO4 → 5Ch4COOH + 5CO2 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12h3O (нагревание)

Иногда удается выделить промежуточные продукты окисления. В зависимости от положения тройной связи в молекуле это или дикетоны (R1–CO–CO–R2), или альдокетоны (R–CO–CHO).

Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в слабощелочной среде до оксалата калия:

3C2h3 + 8KMnO4 = 3K2C2O4 +2h3O + 8MnO2 + 2KOH

В кислотной среде окисление идет до углекислого газа:

C2h3 + 2KMnO4 +3h3SO4 =2CO2 + 2MnSO4 + 4h3O + K2SO4

Гомологи бензола. Гомологи бензола могут быть окислены раствором перманганата калия в нейтральной среде до бензоата калия:

C6H5Ch4 +2KMnO4 = C6H5COOK + 2MnO2 + KOH + h3O (при кипячении)

C6H5Ch3Ch4 + 4KMnO4 = C6H5COOK + K2CO3 + 2h3O + 4MnO2 + KOH (при нагревании)

Окисление этих веществ дихроматом или перманганатом калия в кислотной среде приводит к образованию бензойной кислоты.

Спирты. Непосредственным продуктом окисления первичных спиртов являются альдегиды, а вторичных – кетоны.

Образующиеся при окислении спиртов альдегиды легко окисляются до кислот, поэтому альдегиды из первичных спиртов получают окислением дихроматом калия в кислотной среде при температуре кипения альдегида. Испаряясь, альдегиды не успевают окислиться.

3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4h3SO4 = 3Ch4CHOÎ + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7h3O (нагревание)

С избытком окислителя (KMnO4, K2Cr2O7) в любой среде первичные спирты окисляются до карбоновых кислот или их солей, а вторичные – до кетонов. Третичные спирты в этих условиях не окисляются, а метиловый спирт окисляется до углекислого газа. Все реакции идут при нагревании.

Двухатомный спирт, этиленгликоль HOCh3–Ch3OH, при нагревании в кислотной среде с раствором KMnO4 или K2Cr2O7 легко окисляется до углекислого газа и воды, но иногда удается выделить и промежуточные продукты (HOCh3–COOH, HOOC–COOH и др.).

Альдегиды. Альдегиды – довольно сильные восстановители, и поэтому легко окисляются различными окислителями, например: KMnO4, K2Cr2O7, [Ag(Nh4)2]OH. Все реакции идут при нагревании:

3Ch4CHO + 2KMnO4 = Ch4COOH + 2Ch4COOK + 2MnO2 + h3O 3Ch4CHO + K2Cr2O7 + 4h3SO4 = 3Ch4COOH + Cr2(SO4)3 + 7h3O Ch4CHO + 2[Ag(Nh4)2]OH = Ch4COONh5 + 2Ag + h3O + 3Nh4

Формальдегид с избытком окислителя окисляется до углекислого газа.

Использованная литература:

1)Чернобельская Г.М., Чертков И.И. Химия М. Медицина,1985г

2)Беляев Н.Н.Окислительно-восстановительные реакции. Химико-фармацевтический институт. Ленинград 1991

3)Доронькин В.Н.,Бережная А.Г.,Сажнева Т.М.Химия .Тематические тесты.

Легион.Ростов –на Дону.2013г

4)Сайт http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/18b.html

ext.spb.ru