Примеры окислительно-восстановительных реакций с решением. ОВР: схемы

В данном разделе собраны задачи по теме . Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH 3 , CO, SO 2 , K 2 MnO 4 , Сl 2 , HNO 2 . Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только . Из простых веществ только окислителем может быть фтор F 2 , атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность . В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами .

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl 2 , но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Сl 0 2 , HN +3 O 2

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.

Составим электронные уравнения :

N +5 +3e — = N +2 | 8 окислитель

S -2 — 8e — = S +6 | 3 восстановитель

Сложим два уравнения

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение :

8HNO 3 +3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO 2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO 4 . Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Решение.

HN +3 O 2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3

N +3 – 2 e = N +5 | 1 восстановитель

Br 2 0 + 2 e = 2Br — | 1 окислитель

N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br —

б) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O

N +3 + e = N +2 | 1 окислитель

2I — — 2 e = I 2 | 1 восстановитель

N +3 + 2I — = N +2 + I 2

в) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

N +3 – 2 e = N +5 | 5 восстановитель

Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 окислитель

5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl 2 , HClO 2 , HClO 3 , Cl 2 O 7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7 .

высшей степени окисления , могут быть только окислителями , т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления , могут быть только восстановителями , т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления , могут быть как восстановителями, так и окислителями , т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H +1 Сl -1 , Cl 0 2 , H +1 Cl +3 O 2 -2 , H +1 Cl +5 O 3 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl 2 O 7

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl 2 , HClO 2 , HClO 3

КСlO 3 → КС1 + КСlO 4 .

Составим электронные уравнения

Cl +5 +6e — = Cl — | 2 | 1 окислитель

Cl +5 -2e — = Cl +7 | 6 | 3 восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl +5 = Cl — + 3Cl +7

4КСlO 3 → КС1 + 3КСlO 4 .

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

а) KNO 3 = KNO 2 + O 2 ;

б) Mq+ N 2 = Mq 3 N 2 ;

Решение.

Решение.

Решение.

NO 2 — + H 2 O — 2e — = NO 3 — + 2H + | 5 восстановитель

Сложим две полуреакции , умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO 4 — + 16H + + 5NO 2 — + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 — + 10H +

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение :

2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O

Zn + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O

Решение.

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | восстановитель

N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | окислитель

4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-

Zn + 2H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Составим электронные уравнения

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 1 восстановитель

S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 окислитель

Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F — -2e — = F 2 , E 0 = 2,85 В

б) 2Сl — -2e — = Cl 2 , E 0 = 1,36 В

в) 2Br — -2e — = Br 2 , E 0 = 1,06 В

г) 2I — -2e — = I 2 , E 0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e — = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен E 0 =1,33 В

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти

ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст

Если найденная величина ЭДС > 0 , то данная реакция возможна .

Итак, определим, можно ли K 2 Cr 2 O 7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В

Cl 2 |Cl — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В

Br 2 |Br — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В

I 2 |I — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br — -2e — = Br 2 и 2I — -2e — = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O

Если С(MnO 4 —)=10 -5 М, С(Mn 2+)=10 -2 М, С(H +)=0,2 М.

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста :

E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO 4 — и H + , а в восстановленной форме — Mn 2+ , поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Решение.

Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:

lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

MnO 4 — + 8H + +5e — = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 окислитель

Br — + H 2 O — 2e — = HBrO + H + | 5 восстановитель

Общее число электронов , принимающих участие в ОВР n = 10

E 1 0 (окислителя) = 1,51 В

E 2 0 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К :

lgK = (1,51 — 1,33)10/0,059

K = 3,22*10 30

Категории ,

Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых взаимодействующие химические элементы изменяют свои степени окисления путем передачи своих, или наоборот присоединения чужих электронов. Рассмотрению теоретических основ и решению практических задач в области окислительно-восстановительных реакций отведено значительное место в курсе общей химии средней школы. Для учеников очень важно овладеть навыками решения окислительно-восстановительных реакций.

Как решать окислительно-восстановительные реакции
Решение уравнений окислительно-восстановительных реакций зависит от исходных данных и поставленной задачи. Чаще всего задачи сводятся к определению формулы продуктов реакции на основе степеней окисления участвующих в ней элементов и уравниванию обоих частей уравнения на основе коэффициентов, подобранных на основе метода электронного баланса.

1. Решение данного типа уравнений невозможно без четкого понимания основных терминов и определений. Мы рассказывали о них в статьях как определить окислитель и восстановитель и как найти степень окисления элемента.
   
2. Если по условиям задача химическая формула продукта реакции вам неизвестна, то определите ее сами, учитывая степени окисления вступающих во взаимодействие элементов. Рассмотрим это на примере окисления железа.
   

   Fe + O 2 → FeO

   
   
3. Железо, вступая во взаимодействие с молекулами кислорода, образует химическое соединение под названием оксид. Проставим степени окисления для участвующих в реакции химических элементов и этим же элементам, но уже входящим в состав продукта реакции.
   

   Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2

   
   
4. Из схемы реакции видно, что данная реакция является окислительно-восстановительной, так как степень окисления изменилась у обоих участвующих в ней веществ: и у железа, и у кислорода.
   
5. Железо приобретает заряд +3, следовательно оно отдает три электрона и является восстановителем для кислорода, который приобретает заряд -2, а следовательно принимает два электрона.
   

   Fe 0 - 3e → Fe +3
   O 2 0 + 4e → O -2

   
   
6. Чтобы химическая формула оксида железа приобрела правильный вид необходимо правильно расставить индексы для данного продукта реакции. Выполняется это через нахождение наименьшего общего кратного. Находим, что между 3 и 2 наименьшее общее кратное равно 6. Индексы определяем следующим образом: делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и записываем в формулу. В результате получаем правильную формулу оксида железа.
   

   Fe + O 2 → Fe 2 O 3

   
   
7. Теперь схему необходимо проверить по методу электронного баланса и при необходимости уравнять ее левую и правую части. Как видно из п.5 железо отдает три электрона, а молекула кислорода принимает четыре электрона. Очевидно, что схема реакции нуждается в уравнивании с помощью коэффициентов.
   
8. Подбор коэффициентов также выполняют через определение наименьшего общего кратного для полученных и переданных электронов.
   

   Fe 0 - 3e → Fe +3 | НОК=12 | 4
   O 2 0 + 4e → O -2 | НОК=12 | 3

   
   

   В нашем примере общее кратное (НОК) между участвующими в реакции электронами будет равно 12. Получим коэффициенты, разделив НОК на количество электронов и перенесем их в уравнение.
   

   4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3

   
   
9. Для полного соблюдения электронного баланса остается установить коэффициент 2 в правой части.

   4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3

   
   
10. Проверим выполнение условия электронного баланса.
    

    4∙Fe 0 - 4∙3e → 2∙Fe 2 +3
    3∙O 2 0 + 3∙4e → 2∙O 3 -2

    
    

    Количество отданных железом электронов уравнялось с количеством принятых кислородом и составило 12. Следовательно, электронный баланс достигнут подбором коэффициентов.

Пусть вас не смущает простата рассмотренного примера. Главное уяснить принцип решения окислительно-восстановительных реакций и вы сможете решать более трудные задачи. Главное соблюдать следующий алгоритм.

• Запишите схему уравнения и проставьте степени окисления элементов.
• Определите точную химическую формулу продукта реакции на основе степеней окисления, входящих в ее состав элементов.
• Подберите индексы к элементам формулы готового вещества.
• Определите какие элементы изменили степени окисления, кто из них выступил окислителем, а кто восстановителем.
• Выпишите элементы, изменившие свои степени окисления и определите сколько электронов отдал или получил каждый из них.
• Определите коэффициенты, которую нужно установить, чтобы выполнялось условие электронного баланса.
• Запишите уравнение реакции в конечном виде с расставленными коэффициентами.

Наибольшей сложностью в решении окислительно-восстановительных реакций может стать определение формулы продукта или продуктов взаимодействия. Даже опытные химики в некоторых случаях не могут предсказать как будут взаимодействовать вещества без лабораторных опытов. Поэтому, в школьном курсе химии для элементов, вступающих в сложные взаимодействия, чаще всего уже даются точные формулы готового продукта и все, что требуется для решения – это уравнять реакцию.

Рассмотрите приведённые ниже схемы уравнений реакций. В чём их существенное отличие? Изменились ли степени окисления элементов в этих реакциях?

В первом уравнении степени окисления элементов не изменились, а во втором изменились – у меди и железа .

Вторая реакция относится к окислительно-восстановительным.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса .
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой: HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Алгоритм расстановки коэффициентов

1.Указываем степени окисления химических элементов. Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени окисления.

2.Составляем электронные уравнения, в которых указываем число отданных и принятых электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при окислительном и восстановительном процессах. Находим наименьшее общее кратное (взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит, перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl 2 тоже -1. Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно, и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H 2 O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

Рассмотрим более сложное уравнение:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 =S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Расставляем степени окисления химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид Перед серой со степенями окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед соединениями марганца -2, уравниваем число атомов других химических элементов и получаем окончательное уравнение реакции

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H 2 – 2e - = 2H +

2Cl - - 2e - = Cl 2

При окислении степень окисления повышается .

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом .

Например:

S + 2е - = S 2-

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

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 определенных веществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями .

4. Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем .

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 Окислительно-восстановительные реакции

Тренажёр №2 Метод электронного баланса

Тренажёр №3 Тест «Окислительно-восстановительные реакции»

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Определите степень окисления атомов химических элементов по формулам их соединений: H 2 S , O 2 , NH 3 , HNO 3 , Fe , K 2 Cr 2 O 7

№2. Определите, что происходит со степенью окисления серы при следующих переходах:

А) H 2 S → SO 2 → SO 3

Б) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Какой можно сделать вывод после выполнения второй генетической цепочки?

На какие группы можно классифицировать химические реакции по изменения степени окисления атомов химических элементов?

№3. Расставьте коэффициенты в УХР методом электронного баланса, укажите процессы окисления (восстановления), окислитель (восстановитель); запишите реакции в полном и ионном виде:

А) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

Б) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Данысхемыуравненийреакций:
СuS + HNO 3 (разбавленная) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Расставьте коэффициенты в реакциях используя метод электронного баланса.
Укажите вещество - окислитель и вещество - восстановитель.

Что такое ОВР? Примеры таких реакций можно обнаружить не только в неорганической, но и в органической химии. В статье мы дадим определения основным терминам, используемым при разборе подобных взаимодействий. Кроме того, мы приведем некоторые ОВР, примеры и решения химических уравнений, которые помогут понять алгоритм действий.

Основные определения

Но вначале давайте вспомним основные определения, которые помогут разобраться в процессе:

• Окислителем называют атом либо ион, способный в процессе взаимодействия принимать электроны. В виде серьезных окислителей выступают минеральные кислоты, перманганат калия.
• Восстановитель - это ион либо атом, который отдает валентные электроны другим элементам.
• Процесс присоединения свободных электронов называют окислением, а отдачи - восстановлением.

Алгоритм действий

Как разобрать уравнения ОВР? Примеры, предлагаемые выпускникам школ, предполагают расстановку коэффициентов путем электронного баланса. Приведем порядок действий:

1. Сначала необходимо поставить у всех элементов значения степеней окисления в простых и сложных веществах, участвующих в предложенном химическом превращении.
2. Далее выбираются те элементы, которые поменяли цифровое значение.
3. Знаками «+» и «-» указывают принятые и отданные электроны, их количество.
4. Далее между ними определяют наименьшее общее кратное, определяют коэффициенты.
5. Полученные цифры ставят в уравнение реакции.

Первый пример

Как выполнить задание, связанное с ОВР? Примеры, предлагаемые на выпускных экзаменах в 9 классе, не подразумевают добавления формул веществ. Ребятам, как правило, необходимо определить коэффициенты и вещества, поменявшие значения валентности.

Рассмотрим те ОВР (реакции), примеры которых предлагаются выпускникам 11-х классов. Школьники должны самостоятельно дополнить уравнение веществами и только после этого путем электронного баланса расставить коэффициенты:

H 2 O 2 + H 2 SO 4 +KMnO 4 = Mn SO 4 + O 2 + …+…

Для начала расставим в каждом соединении степени окисления. Так, в пероксиде водорода у первого элемента она соответствует +1 , у кислорода -1 . В серной кислоте следующие показатели: +1, +6, -2 (в сумме получаем нуль). Кислород является простым веществом, поэтому у него нулевой показатель степени окисления.

Электронный баланс для данного взаимодействия имеет следующий вид:

• Mn +7 принимает 5 e = Mn +2 2 , является окислителем;
• 2I - отдает 2e = I 2 0 5 , выступает в качестве восстановителя.

На завершающем этапе данного задания расставим коэффициенты в готовой схеме и получим:

2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI= 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O .

Заключение

Данные процессы нашли серьезное применение в химическом анализе. С их помощью можно открывать и разделять различные ионы, проводить метод оксидиметрии.

Разнообразные физические и химические методы анализа основываются на ОВР. Теория кислотного и основного взаимодействия поясняет кинетику протекающих процессов, позволяет проводить по уравнениям количественные вычисления.

Для того чтобы школьники, выбравшие химию для сдачи на выпускном экзамене, успешно прошли эти испытания, необходимо отработать алгоритм уравнивания ОВР на основе электронного баланса. Учителя отрабатывают со своими воспитанники методику расстановки коэффициентов, используя при этом разнообразные примеры из неорганической и органической химии.

Задания, связанные с определением степеней окисления у химических элементов в простых и сложных веществах, а также с составлением баланса между принятыми и отданными электронами, являются обязательным элементом экзаменационных тестов на основной, общей ступени обучения. Только в случае успешного выполнения таких заданий, можно вести речь о результативном освоении школьного курса неорганической химии, а также рассчитывать на получение высокой оценки на ОГЭ, ЕГЭ.

На уроке рассматривается сущность окислительно-восстановительных реакций, их отличие от реакций ионного обмена. Объясняются изменения степеней окисления окислителя и восстановителя. Вводится понятие электронного баланса.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим реакцию магния с кислородом. Запишем уравнение этой реакции и расставим значения степеней окисления атомов элементов:

Как видно, атомы магния и кислорода в составе исходных веществ и продуктов реакции имеют различные значения степеней окисления. Запишем схемы процессов окисления и восстановления, происходящих с атомами магния и кислорода.

До реакции атомы магния имели степень окисления, равную нулю, после реакции - +2. Таким образом, атом магния потерял 2 электрона:

Магний отдает электроны и сам при этом окисляется, значит, он является восстановителем.

До реакции степень окисления кислорода была равна нулю, а после реакции стала -2. Таким образом, атом кислорода присоединил к себе 2 электрона:

Кислород принимает электроны и сам при этом восстанавливается, значит, он является окислителем.

Запишем общую схему окисления и восстановления:

Число отданных электронов равно числу принятых. Электронный баланс соблюдается.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят процессы окисления и восстановления, а значит, меняются степени окисления химических элементов. Это отличительный признак окислительно-восстановительных реакций .

Окислительно-восстановительными называют реакции, в которых химические элементы изменяют свою степень окисления

Рассмотрим на конкретных примерах, как отличить окислительно-восстановительную реакцию от прочих реакций.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Для того чтобы сказать, является ли реакция окислительно-восстановительной, необходимо расставить значения степеней окисления атомов химических элементов.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Обратите внимание, степени окисления всех химических элементов слева и справа от знака равенства остались неизменными. Значит, эта реакция не является окислительно-восстановительной.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

В результате данной реакции степени окисления углерода и кислорода поменялись. Причем углерод повысил свою степень окисления, а кислород понизил. Запишем схемы окисления и восстановления:

С -8е =С - процесс окисления

О +2е = О - процесс восстановления

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, т.е. соблюдался электронный баланс , необходимо домножить вторую полуреакцию на коэффициент 4:

С -8е =С - восстановитель, окисляется

О +2е = О 4 окислитель, восстанавливается

Окислитель в ходе реакции принимает электроны, понижая свою степень окисления, он восстанавливается.

Восстановитель в ходе реакции отдает электроны, повышая свою степень окисления, он окисляется.

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009. (с.67)

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с.70-77)

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().

2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (интерактивные задачи по теме) ().

3. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

1. №10.40 - 10.42 из «Сборника задач и упражнений по химии для средней школы» И.Г. Хомченко, 2-е изд., 2008 г.

2. Участие в реакции простых веществ - верный признак окислительно-восстановительной реакции. Объясните почему. Напишите уравнения реакций соединения, замещения и разложения с участием кислорода О 2 .