Формирование и развитие понятий об

ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ г. МОСКВЫ
МОСКОВСКИЙ ИНСТИТУТ ОТКРЫТОГО
ОБРАЗОВАНИЯ
КАФЕДРА МЕТОДИКИ ПРЕПОДАВАНИЯ ХИМИИ
ФОРМИРОВАНИЕ И РАЗВИТИЕ
ПОНЯТИЙ
ОБ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ
КУРСОВАЯ РАБОТА
ВЫПОЛНИЛА СЛУШАТЕЛЬ ГРУППЫ № ХИ-2
ШУЛЬПИНА НАТАЛЬЯ АЛЕКСАНДРОВНА
УЧИТЕЛЬ ХИМИИ
СРЕДНЕЙ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ШКОЛЫ № 613
ЦАО
г. МОСКВЫ
2
МОСКВА, 2006 г.
ВВЕДЕНИЕ
АКТУАЛЬНОСТЬ РАБОТЫ
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СУЩНОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
ЭНЕРГИЯ
ИОНИЗАЦИИ
И
СРОДСТВО
К
ЭЛЕКТРОНУ.
1ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
РАСЧЕТ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
РЕАКЦИИ БЕЗ И С ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
ОКИСЛЕНИЕ, ВОССТАНОВЛЕНИЕ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА И
СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВХОДЯЩИХ В НЕГО АТОМОВ
ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
МЕТОДИКА
СОСТАВЛЕНИЯ
УРАВНЕНИЙ
ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ
РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ
РЕАКЦИИ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ
ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ–ВОССТАНОВЛЕНИЯ
С УЧАСТИЕМ СОЕДИНЕНИЙ ПЕРЕКИСНОГО ТИПА (H 2O, BaO2, H2S2,
FeS2 и т. д.)
ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ.
ОПЫТ
1.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
СВОЙСТВА
ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ.
ОПЫТ 2. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
а) ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ-НЕОКИСЛИТЕЛЯМИ.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ-ОКИСЛИТЕЛЯМИ.
б) ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕДИ И ЖЕЛЕЗА С КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ
СЕРНОЙ КИСЛОТОЙ.
в) ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕДИ И ЖЕЛЕЗА С РАЗБАВЛЕННОЙ И КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ.
г) ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С РАСТВОРАМИ СОЛЕЙ.
ОПЫТ 3. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ В МИНИМАЛЬНОЙ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ.
1
3
ОПЫТ
4.
ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ
ДВОЙСТВЕННОСТЬ. ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА.
ОПЫТ 5. ВЛИЯНИЕ ХАРАКТЕРА СРЕДЫ НА ПРОТЕКАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.
ОПЫТ
6.
ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ
РЕАКЦИИ
ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ.
а) ТЕРМИЧЕСКОЕ РАЗЛОЖЕНИЕ БИХРОМАТА АММОНИЯ.
ОПЫТ 7. РЕАКЦИИ ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ.
ОПЫТ 8. ОКИСЛЕНИЕ Na2SO3 ПЕРМАНГАНАТОМ КАЛИЯ В РАЗЛИЧНЫХ
СРЕДАХ.
ОПЫТ 9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ KMnO4 С KI В КИСЛОЙ СРЕДЕ.
ОПЫТ 10. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА H2O2.
ОПЫТ 11. ВЛАИМОДЕЙСТВИЕ ПЕРГИДРОЛЯ С KMnO4.
ОПЫТ 12. ОКИСЛЕНИЕ ИОНОВ МЕДИ (II) МЕТАЛЛИЧЕСКИМ ЖЕЛЕЗОМ.
ОПЫТ 13 (ДЕМОНСТРАЦИОННЫЙ ОПЫТ). «ВУЛКАН НА СТОЛЕ».
ОПЫТ 14 (ДЕМОНСТРАЦИОННЫЙ ОПЫТ). РАСТВОРЕНИЕ ИОДА В
ЩЕЛОЧИ.
ВЫВОДЫ И ЗАКЛЮЧЕНИЕ
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
ИНТЕРНЕТ
CD
ПРИЛОЖЕНИЕ НА CD
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
Один из важнейших дидактических принципов,
положенный в основу современного преподавания, — принцип
развивающего обучения.
Основой развивающего обучения является не запоминание
учебного материала, а активная мыслительная деятельность,
направленная на развитие их познавательных способностей,
поэтому развивающее обучение в максимальной степени
содействует умственному развитию учащихся.
Глубина знаний достигается не завышением требований
программы, а развитием знаний. Преподавателю химии
необходимо устанавливать связи между различными знаниями
не только одного уровня
4
(между понятиями, между
ранее изученным и сообщаемым учебным материалом и т.д.),
но и между знаниями различных уровней (уровень атомномолекулярных представлений; уровень знаний
периодического закона Д.И. Менделеева, строения атома,
кристаллической структуры и различных видов связи; уровень
знаний ионной теории; уровень знаний теории строения
вещества А.М. Бутлерова), а также между знаниями
различных предметов (физикой, биологией, специальными
дисциплинами).
Таким образом, глубина овладения знаниями по химии
определяется умением применять знания и особенно знания
химических законов и теорий в различных связях, умением
объяснять явления и доказывать правильность своих
суждений, умением прогнозировать свойства отдельных
веществ, их строение и направление химических процессов.
АКТУАЛЬНОСТЬ РАБОТЫ
В «Методических рекомендациях» кафедры методики
преподавания химии МИОО, подготовленных к августовскому
педсовету 2005-2006 учебного года приведены результаты
итогового тестирования учащихся 9 классов, проведенного в
апреле 2005 года.
Анализировались результаты тестирования 3210 учащихся.
(Диаграмма 1). Среди этих учащихся отлично выполнили
работу — 399 чел. (12%); хорошо — 1385 чел. (43%);
удовлетворительно — 927 чел. (29%); не справились с
работой — 499 чел. (16%).
5
45%
40%
35%
отлично
30%
хорошо
25%
20%
удовлетворит.
15%
10%
не справились с
работой
5%
0%
399
чел.
1385
чел.
927
чел.
499
чел.
Диаграмма 1. Результаты итогового тестирования
учащихся 9 классов (апрель 2005 г.)
Средний тестовый балл: 10,4 (максимальный балл — 15);
средний процент выполнения теста — 70,1%. Результаты
тестирования в целом удовлетворительные. 84% учащихся
успешно справились с тестированием.
Результаты показали, что хорошо усвоены следующие
темы: строение атома и периодическая система химических
элементов; химические и физические явления; типы
химических реакций;
6
определение исходных
веществ по сокращенному ионному уравнению; химические
свойства кислот.
Таблица 1. Мониторинг по различным темам курса химии 9
класса и
процент выполнения заданий (апрель 2005 г.)
Сравнение с результатами мониторинга предыдущих лет
показывает, что данные темы усваиваются традиционно
хорошо, но исходя из приведенных в документе данных
выполнения заданий по различным темам следует, что по
сравнению с результатами
7
тестирования предыдущих лет
наблюдается тенденция снижения процента выполнения
заданий на качественное определение катионов и анионов, а
также окислительно-восстановительные процессы (Таблица 1).
Задания по этой теме были сложнее, так как требовали от
учащихся осмысления сущности процессов окисления и
восстановления. В общем виде выполнить это труднее, чем
расставить коэффициенты и указать окислитель и
восстановитель, ведь коэффициенты можно подобрать без
учета изменения степеней окисления атомов.
В практике моей работы проблемы и затруднения,
возникающие у учащихся при изучении окислительновосстановительные процессов также существуют (Диаграмма
2) и связаны они с недостаточно глубоким и осмысленным
пониманием взаимодействия химических веществ.
19; 25%
справляются с
заданием
17; 22%
41; 53%
неуверенно
выполняют
задание
не справляются
с заданием
Диаграмма 2. Результаты выполнения задания на окисление и
восстановление
(работу выполняли 75 учащихся 9-х классов СШ № 613 ЦАО г.
Москвы)
С учетом вышесказанного,
8
считаю необходимым в
данной работе развить изучение вопроса, связанного с
преподаванием темы «Окислительновосстановительные реакции» в курсе химии средней
школы и привлечь внимание коллег к проблемам
методического характера, возникающим при изучении
процессов окисления и восстановления, а также рассмотреть
вопросы дидактического характера, связанные с
иллюстрированием изложения материала учащимся при
изучении и контролем полученных знаний.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
СУЩНОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ
РЕАКЦИЙ
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к
числу наиболее распространенных химических реакций и
имеют огромное значение в теории и практике. Окислениевосстановление—один из важнейших процессов природы.
Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с
выделением кислорода, обмен веществ и ряд других
химических процессов в основе своей являются окислительновосстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках
паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания,
электролитическое осаждение металлов, процессы,
происходящие в гальванических элементах и
аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.
Получение элементарных
9
веществ (железа, хрома,
марганца, золота, серебра, серы, хлора, йода и т.д.) и ценных
химических продуктов (аммиака, щёлочей, азотной, серной и
других кислот) основана на окислительно-восстановительных
реакциях.
На окислении-восстановлении в аналитической химии
основаны методы объёмного анализа: перманганатометрия,
йодометрия, броматометрия, и другие, играющие важную роль
при контролировании производственных процессов и
выполнении научных исследований. В органической химии
для проведения ряда химических превращений самое широкое
распространение нашли процессы окисления-восстановления.
Инертные газы лишь в исключительных случаях способны
вступать в окислительно-восстановительные реакции.
ЭНЕРГИЯ
ИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ.
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
Химическая природа элемента оценивается способностью
его атома терять и приобретать электроны. Последняя может
быть количественно оценена энергией ионизации и его
сродством к электрону.
Мерой энергии ионизации атома служит его
ионизационный потенциал, представляющий собой
наименьшее напряжение в вольтах, которое необходимо
приложить для того, чтобы оторвать электрон от
невозбужденного атома и удалить его на бесконечно далекое
расстояние.
В периодах, как правило,
10
энергия ионизации
увеличивается слева направо. При этом восстановительные
свойства элементов уменьшаются, а окислительные —
возрастают.
Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует
количество энергии, которая выделяется (или поглощается) в
результате присоединения электрона к нейтральному атому с
превращением его в отрицательный ион. Величины энергии
сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в
подгруппах, как правило, уменьшаются сверху вниз.
Энергию ионизации ( I ) и энергию сродства к электрону (
Е ) можно отнести как к единичному атому, так и к 6,02* 1023
атомов.
Для атомов свободных элементов окислительная и
восстановительная активность выражается величинами
энергии ионизации и сродства атома к электрону.
Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента
легче теряет или присоединяет электрон, была введена
характеристика, названная электроотрицательностью. Мерой
электроотрицательности может служить арифметическая
сумма значений ионизации I и сродства к электрону Е:
ЭО = 1+Е.
Электроотрицательность элемента имеет размерность
слагаемых, из которых она образовалась, и может быть,
следовательно, выражена в тех же единицах.
Для более удобного пользования значениями
электроотрицательности элементов принята система их
относительных величин, в которой электроотрицательность
лития условно принята за единицу.
В таблице 2 приведены
11
значения относительной
электроотрицательности (ОЭО) различных элементов по
Полингу. Как и следовало ожидать, наибольшее значение
электроотрицательности имеет фтор, наименьшее- цезий.
Водород занимает промежуточное положение, т. е. При
взаимодействии с одними элементами (например, с F ) он
отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb) – приобретает.
Чем больше различие в электроотрицательности двух
элементов, тем больше химическая связь между их атомами по
своему характеру отличается от ковалентной связи и
приближается к ионной. Так, разница в величинах
относительной электроотрицательности у элементов натрия и
фтора равна: ОЭО = 4 – 0,9 = 3,1, поэтому в NaF связь
ионная; в молекуле Cl2 (^ ОЭО = 0) связь ковалентная,
неполярная; в молекулах HF (^ ОЭО = 1,9) и HCl (^ ОЭО =
0,6) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше,
чем у молекулы HCl.
Период I
гр
I
ЭО
II
гр
ЭО
II
I
гр
ЭО
IV
гр
ЭО
V
гр
ЭО
VI
гр
ЭО
VI
I
гр
ЭО
H
2,2
II
Li
0,95 Be
1,5 B
2,0 C
2,6 N
3,0 O
3,5 F
3,9
III
0,90 Mg 1,2 Al
1,5 Si
1,9 P
2,1 S
2,6 Cl
3,1
IV
N
a
K
2,0 Se 2,4 Br
2,9
V
Rb 0,8
VI
Cs
0,80 Ca
1,0 Ga 1,6 Ge 2,0 As
Sr
1,0 In
1,7 Sn 1,7 Sb 1,8 Te 2,1 I
2,6
0,75 Ba
0,9 Tl
1,4 Pb
2,2
Таблица 2.
1,6 Bi
1,8 Po 2,0 At
Электроотрицательность (ОЭО) атомов
некоторых элементов периодической системы
Пользуясь
12
электроотрицательностью как
величиной, характеризующей
способность атома к притяжению валентных электронов,
необходимо помнить, что элементу нельзя приписать
постоянную электроотрицательность. Она зависит от того, в
составе какого конкретного соединения рассматривается атом,
в окружении атомов каких элементов он находится. Так,
свободный атом хлора в молекулах Cl2 , NaCl, CCl4 обладает
неодинаковыми свойствами.
Следовательно, надо иметь в виду не
электроотрицательность вообще, а
электроотрицательность элемента, образующего конкретные
химические связи в конкретном окружении, в конкретном
валентном состоянии. Однако, несмотря на это, понятие
электроотрицательности является полезным для объяснения
многих свойств химических связей.
Чем больше величина электроотрицательности элемента,
тем сильнее его
окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот,
элемент, имеющий
наименьшее значение электроотрицательности, наиболее
активно проявляет
восстановительные свойства.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Под степенью окисления атома в молекуле понимается
условный электрический заряд данного атома, вызванный
смещением валентных
13
электронов к более
электроотрицательному атому.
При этом условии предполагается, что электроны каждой
связи в молекуле (или ионе) принадлежат более
электроотрицательному атому. Степень окисления атома
обозначается числом со знаком (+) или (-). Значение
положительной степени окисления элемента соответствует
числу оттянутых от атома электронов +, а величина
отрицательной степени окисления – числу притянутых атомом
электронов -.
Для определения степени окисления атомов в свободном
состоянии и в химических соединениях следует
руководствоваться данными ОЭО (таблица 2) и следующим:
1. Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как
целые, так и дробные степени окисления. Например, степень
окисления кислорода в основном равна (-2), в H2O2 (-1), в
KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3), а во
фторокислороде ОF2- (+2). Для водорода характерна степень
окисления +1, но встречается и –1 (в гидридах металлов).
2. Степень окисления атомов в простых ионных
соединениях по знаку и величине равна электрическому
заряду иона. Например, в хлориде калия степень окисления
калия равна +1, а хлора – (-1).
3. Если молекула образована за счёт ковалентной или
ионно-ковалентной связи
(например, SO2, NH3, HCl, HNO3)
степень окисления более
электроотрицательного атома
обозначается со знаком -, а менее
атома – со знаком +.
электроотрицательного
Для понимания
14
определения степени
окисления элементов ряда соединений целесообразно писать
их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3, N2H4,
NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственно
равны: -3, -2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их
графических формул.
В случае наличия химической связи между одинаковыми
атомами (N3H4) электронную пару надо поделить между
атомами, которые она связывает. Далее необходимо
подсчитать число электронов у
каждого из них. Разность
между числом электронов у свободного атома на внешнем
уровне и найденным числом даст степень окисления атома.
4. В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах,
состоящих из одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др.),
степень окисления атомов равна нулю, так как здесь не имеет
места одностороннее оттягивание общих пар электронов к
какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода
(Н : Н) и хлора (:Cl : Cl:) степень окисления равна нулю, но
ковалентность их соответствует единице по количеству
электронных пар.
5. В большинстве органических соединений химические
связи имеют слабо выраженный полярный характер:
присоединение к атомам углерода, составляющим скелет
органических соединений (например, фтора, кислорода,
хлора, азота), приводит к изменению электронной плотности
между атомами углерода и указанных элементов и, тем самым,
к увеличению полярности связи между ними.
Степень окисления атомов в них определяется так же, как
и в ковалентных
полярных соединениях.
15
6. Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное
распределение электронной плотности вокруг ядра, поэтому
степень окисления их принимается равной нулю.
7. В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления
всех атомов равняется заряду иона, а сумма степеней
окисления всех атомов, входящих в электронейтральное
соединение, - нулю.
8. Для комплексных соединений обычно указывают
степень окисления центрального атома. Например, в
К3(Fe(CN6)) и (Ni(NH3)6)SO4 степень окисления железа равна
+3, а никеля – (+2 ).
Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления
является формальным и обычно не характеризует
действительного состояния рассматриваемого атома в
соединении. Во многих случаях степень окисления не равна
валентности данного элемента. Например, в метане (СН4),
метиловом спирте (СН3ОН), формальдегиде (СН2О),
муравьиной кислоте (НСООН), и углекислом газе (СО2)
степень окисления углерода равна соответственно: +4, -2, 0,
+2, +4, в то время как валентность углерода во всех этих
соединениях равна четырем.
Понятие «степень окисления» особенно широко
используется при изучении окислительно-восстановительных
реакций.
РАСЧЕТ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
16
Для вычисления степени
окисления элемента следует
учитывать следующие положения:
1. Степени окисления атомов в простых веществах равны
нулю (Na0; H20).
2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов,
входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном
ионе эта сумма равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных
металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода
(+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления
водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов,
содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления
кислорода -1).
4. Для элементов положительная степень окисления не может
превышать величину, равную номеру группы периодической
системы.
Примеры:
V2+5O5-2;
Na2+1B4+3O7-2;
K+1Cl+7O4-2;
N-3H3+1;
K2+1H+1P+5O4-2;
Na2+1Cr2+6O7-2
РЕАКЦИИ БЕЗ И С ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНИ
ОКИСЛЕНИЯ
Существует два типа химических реакций:
A) Реакции, в которых не изменяется степень окисления
элементов:
Реакции присоединения
SO2 + Na2O → Na2SO3
Реакции разложения
Cu(OH)2 – → CuO +
tº
17
H2 O
Реакции обмена
AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Б) Реакции, в которых происходит изменение степеней
окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих
соединений:
2Mg0 + O20 → 2Mg+2O-2
2KCl+5O3-2 – tº→2KCl-1 + 3O20
2KI-1 + Cl20 → 2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1 → Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2O
Такие реакции называются окислительно восстановительными.
ОКИСЛЕНИЕ, ВОССТАНОВЛЕНИЕ
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от
одних атомов, молекул или ионов переходят к другим.
Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении
степень окисления повышается:
H20 - 2e → 2H+
S-2 - 2e → S0
Al0 - 3e → Al+3
Fe+2 - e → Fe+3
2Br - - 2e → Br20
Процесс присоединения
18
электронов - восстановление:
При восстановлении степень окисления понижается.
Mn+4 + 2e → Mn+2
S0 + 2e → S-2
Cr+6 +3e → Cr+3
Cl20 +2e → 2ClO20 + 4e → 2O-2
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют
электроны являются окислителями, а которые отдают
электроны - восстановителями.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
ВЕЩЕСТВА И СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВХОДЯЩИХ В
НЕГО АТОМОВ
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной
степенью окисления, могут быть только окислителями за счет
этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные
электроны и способны только принимать электроны.
Максимальная степень окисления атома элемента равна
номеру группы в периодической таблице, к которой относится
данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с
минимальной степенью окисления могут служить только
восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать
электроны, потому, что внешний энергетический уровень у
таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная
степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов
- (n–8) (где n- номер группы в периодической системе).
Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной
степенью окисления, могут
19
быть и окислителями и
восстановителями, в зависимости от партнера, с которым
взаимодействуют и от условий реакции.
Окислители
Восстановители
Металлы,
Галогены.
водород,
Перманганат
уголь.
калия(KMnO4);
Окись углерода (II) (CO).
манганат калия
Сероводород (H2S);
(K2MnO4);
оксид серы (IV) (SO2);
оксид марганца (IV)
сернистая кислота H2SO3 и ее соли. (MnO2).
Галогеноводородные кислоты и их
Дихромат калия
соли.
(K2Cr2O7);
Катионы металлов в низших степеняххромат калия (K2CrO4).
окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4,
Азотная кислота (HNO3).
Cr2(SO4)3.
Серная кислота (H2SO4)
Азотистая кислота HNO2;
конц.
аммиак NH3;
Оксид меди(II) (CuO);
гидразин NH2NH2;
оксид свинца(IV) (PbO2);
оксид азота(II) (NO).
оксид серебра (Ag2O);
Катод при электролизе.
пероксид водорода
(H2O2).
Хлорид железа(III)
(FeCl3).
Бертоллетова соль
(KClO3).
Анод при электролизе.
Таблица 3. Важнейшие восстановители и окислители
ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ
РЕАКЦИЙ
Все окислительно-восстановительные реакции можно
разделить на следующие типы:
1. Реакции межатомного и
20
межмолекулярного
окисления-восстановления – обмен электронами происходит
между различными атомами, молекулами или ионами.
Например, простейшие реакции соединения и замещения:
2Ca+O2 = 2CaO
2Hl+Br2 = 2HBr + I2
2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu
2. Реакции диспропорционирования (самоокислениясамовосстановления) харакктерны для соединений или
простых веществ, отвечающих одному из
промежуточных
значений степени окисления данного элемента, например:
Cl2+2NaOH ----- NaCl +NaClO
P + H2 ----- PH3 + H3PO3
3. Реакции внутримолекулярного окислениявосстановления. В этих реакциях одна составная часть
молекулы выполняет функцию окислителя, а другая
восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут
служить процессы термического разложения сложного
вещества на более простые составные части, например:
2NO2 ----- NO2 + O2
4KСlO3 ----- KСlO4 + KCl
2KСlO3 ------ 3O2 + 2KCl
2AgNO3 ----- 2Ag + 2No2 + O2
МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Для составления уравнений окислительновосстановительных реакций следует знать окислительные и
восстановительные свойства
21
вступающих и образующихся
в результате реакции соединений; они обычно усиливаются
экспериментально или на основе известных свойств
элементов.
Необходимо учитывать, что:
в окислительно-восстановительных реакциях формально
происходит только
эквивалентный обмен электронов
между восстановителем и окислителем,
т.е. суммарно
числа электронов, теряемых восстановителем и
приобретаемых окислителем, равны;
для любого химического уравнения общее количество
одноимённых атомов в левой части равенства должно быть
равно их количеству в правой части;
если реакции окисления-восстановления проходят в
растворе, то следует учитывать влияние среды на
стягивание освобождающихся ионов О
с ионами Н (в
кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих
молекул Н2О, а в нейтральных и щелочных растворах
О
реагируют с образованием
ионы
гидроксид-ионов НОН + О
= 2ОН.
Применяются в основном два метода составления
уравнений окислительно-восстановительных реакций:
1. электронного баланса – основан на определении
общего количества электронов, перемещающихся от
восстановителя к окислителю;
2. ионно-электронный – предусматривает раздельное
составление уравнений для процесса окисления и
восстановления с последующим суммированием их в
общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом
методе следует
22
найти не только
коэффициенты для восстановителя и окислителя, но
и для молекул среды. В зависимости от характера
среды число электронов, принимаемых окислителем
или теряемых восстановителем, может изменяться.
В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение
направления процесса, например:
в щелочной среде (рН >7)
HIO3 +5HI = 3I2 + 3H2O в кислой среде (pH < 7)
В нейтральной и слабощелочной среде(рН > 7)
As2O3 + 2I2 + 2H2O = As2O5 + 4HI
В кислой среде (рН <7).
При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по
отношению к элементарному иоду:
5Н2О2 + I2 ---- 2HIO3 + 4H2O;
рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода:
5Н2О2 + 2НIO3 ---- I2 + 5O2 + 6H2O.
Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно
протекать в желаемом направлении. Это изменение зависит
также от концентрации реагирующих веществ.
Уравнения реакций окисления-восстановления
изображаются тремя последовательными стадиями:
1) начальные продукты;
2) промежуточные продукты и их стяжение;
3) конечные продукты.
Для оформления второй стадии реакции следует знать
правила стяжения: 1. Образующиеся в реакции окислениявосстановления атомы с положительной степенью окисления
+4 , +5 , +6 , +7 стягиваются
23
с ионами кислорода и
образуют остатки типа (RO4), (RO3), например: SO4, MnO4, SO3,
CO3, ClO4 и т.д. Исключение: С, S, Mn в нейтральной или
кислой среде образуют диоксиды CO2, SO2, MnO2.
Дополнение: амфотерные элементы с положительной
степенью окисления +2, +3, +4 в щелочной среде образуют
гидроксокомплексы типа (Ме(ОН)4), (Ме(ОН)6), (Ме(ОН)6).
Элементы с положительной степенью окисления –1, +2, +3
в кислой среде образуют соли.
2. Избыточные ионы кислорода (О) в кислой среде образуют
(стягивают) с ионами Н малодиссоциированные молекулы
воды:
О + 2Н
= Н2О.
3. Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочной
среде стягиваются с молекулами воды, образуя ОН группы:
О + НОН = 2ОН.
4. Избыточные ионы водорода (Н) в щелочной среде
стягиваются с ионами ОН, образуя молекулы воды:
Н + ОН = Н2О
5. Недостающие ионы кислорода (О) в кислой и нейтральной
средах берутся из молекул воды с образованием ионов Н:
Н2 О – О
= 2Н.
6. Недостающие ионы кислорода (О) в щелочной среде
берутся из групп ОН с образованием молекул Н2О:
2ОН – О = Н2О.
7. Недостающие ионы Н в щелочной среде берутся из
молекул воды с образованием ионов гидроксила:
Н2О – Н = ОН
РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-
24
ВОССТАНОВЛЕНИЯ В
КИСЛОЙ СРЕДЕ
Пример 1.
Окисление сульфида свинца азотной кислотой.
Схема реакции: РbS +HNO3 ---- PbSO4 + NO2 + . . .
Составляем полуреакции:
PbS + 4H2O – 8 e ----- PbSO4 + 8H
NO3 + 2H + 1 e ----- NO2 +H2O
Суммируем полуреакции, уравнивая количество отданных и
принятых электронов:
1 PbS + 4H2O ----- PbSO4 + 8H
8 NO3 + 2H ----- NO2 +H2O
PbS + 4H2O + 8NO3 + 16H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 +8H2O
Записываем в молекулярном виде, сокращая молекулы воды и
стягивая ионы NO3 и H:
PbS + 8HNO3 + 8H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 + 4H2O
Конечный вид уравнения:
PbS + 8HNO3 == PbSO4 + 8NO2 + 4H2O
Пример 2.
5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 → 6K2S+6O4 +
2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс
Mn+7 + 5e → Mn+2
S+4 – 2e → S+6
2
5
метод полуреакций
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2
SO32- + H2O – 2e → SO42- + 2H+
5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
25
2MnO4 + 16H + 5SO3 +
5H2O → 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42+ 10H+
или 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
+
2-
Фиолетовый раствор KMnO4 обесцвечивается при добавлении
раствора K2SO3.
РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В
НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ
Пример 1. Рассмотрим
реакции
окисления-восстановления,
протекающие
в нейтральной среде по схеме:
Na2SO3 + KMnO4 + H2O ----- MnO2 + Na2SO4 +
SO3
+ H2O – 2e ----- SO4
+ 2H
MnO4 + 2H2O + 3e ----- MnO2 + 4OH
3SO3
+ 3H2O + 2MnO4 + 4H2O ----- 3SO4
+ 6H +
2MnO2 + 3OH.
Ионы H и ОН стягиваются с образованием слабо
диссоциированных молекул воды:
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 ----- Na2SO4 + 6H2O + 2MnO2
+ 2OH
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 == Na2SO4 + 2MnO2 + KOH
Пример 2. 3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O → 3K2S+6O4 +2Mn+4O2↓
+ 2KOH
электронный баланс
S+4 – 2e → S+6
Mn+7 + 3e → Mn+4
3
2
26
метод полуреакций:
MnO41- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-
2
SO32- + 2OH- - 2e → SO42- + H2O
3
____________________________________________________
_________
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- +
3H2O
или 2MnO4- + H2O + 3SO32- → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции
обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.
РЕАКЦИИ В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ
K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH → K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс
S+4 – 2e → S+6
Mn+7 + 1e → Mn+6
1
2
метод полуреакций:
SO32- + 2OH- – 2e → SO42- + H2O
MnO41- + e → MnO42-
1
2
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
SO32- + 2OH- + 2MnO4- → SO42- + H2O + 2MnO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый
раствор K2MnO4.
Таким образом,
27
Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя
Степень окисления хрома понижается с +6 до +3.
Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желтооранжевого цвета до зеленого или фиолетового.
1) K2Cr2+6O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + 3S0↓ +
7H2O
электронный баланс:
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3
S-2 - 2e → S0
1
3
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
H2S0 - 2e → S0 + 2H+
1
3
––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 8H+ + 3H2S → 2Cr3+ + 7H2O + 3S0
2)K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4 → 3Fe2+3(SO4)3 + K2SO4 +
Cr2+3(SO4)3 + 7H2O
электронный баланс:
28
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3
1
Fe+2 – e → Fe+3
6
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
1
Fe2+ – e → Fe3+
6
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
3) K2Cr2+6O7 + 14HCl-1 → 3Cl20 + 2KCl + 2Cr+3Cl3 + 7H2O
электронный баланс:
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3 1
2Cl-1 – 2e → Cl20
3
метод полуреакций:
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
2Cl1- – 2e → Cl20
1
3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O72- + 6Cl- + 14H+ → 2Cr3+ + 3Cl20 + 7H2O
ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ
Окислителем в молекуле азотной кислоты является N+5,
который в зависимости от концентрации HNO3 и силы
восстановителя принимает от
1 до 8 электронов, образуя N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N3
H3(NH4NO3);
29
1) Cu0 + 4HN+5O3(конц.) → Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O
электронный баланс:
Cu0 – 2e → Cu+2
N+5 + e → N+4
1
2
метод полуреакций:
Cu0 – 2e → Cu+2
1
NO3- + 2H+ + e → NO2 + H2O
2
––––––––––––––––––––––––––––––––
Cu0 + 2NO3- + 4H+ → Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
2) 3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) → 3Ag+1NO3 + N+2O + 2H2O
электронный баланс:
Ag0 – e → Ag+
3
N+5 + 3e → N+2
1
метод полуреакций:
Ag0 – e → Ag+
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
3
1
––––––––––––––––––––––––––––––
3Ag0 + NO3- + 4H+ → 3Ag+ + NO + 2H2O
3) 5Co0 + 12HN+5O3(разб.) → 5Co+2(NO3)2 + N20 + 6H2O
электронный баланс:
Co0 – 2e → Co+2
2N+5 + 10e → N20
метод полуреакций:
Co0 – 2e → Co+2
5
1
5
30
2NO3- + 12H+ + 10e → N2 + 6H2O
1
–––––––––––––––––––––––––––––––––
5Co0 + 2NO3- + 12H+ → 5Co2+ + N2 + 6H2O
4) 4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.) → 4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
электронный баланс:
Ca0 – 2e → Ca+2
4
N+5 + 8e → N-3
1
метод полуреакций:
Ca0 – 2e → Ca+2
4
NO3- + 10H+ + 8e → NH4+ + 3H2O 1
–––––––––––––––––––––––––––––––––
4Ca0 + NO3- + 10H+ → 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
При взаимодействии HNO3 с неметаллами выделяется, как
правило, NO:
1) 3C0 + 4HN+5O3 → 3C+4O2 + 4N+2O + 2H2O
электронный баланс:
C0 – 4e → C+4
N+5 + 3e → N+2
3
4
метод полуреакций:
C0 + 2H2O – 4e → CO2 + 4H+
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
3
4
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
31
3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ → 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O
или 3C0 + 4NO3- + 4H+ → 3CO2 + 4NO + 2H2O
2) 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3P+5O4 + 5N+2O
электронный баланс:
P0 – 5e → P+5
N+5 + 3e →N+2
3
5
метод полуреакций:
P0 + 4H2O – 5e → PO43- + 8H+
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
3
5
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3P0 + 12H2O + 5NO3- + 20H+ → 3PO43- + 24H+ + 5NO + 10H2O
или 3P0 + 2H2O + 5NO3- → 3PO43- + 4H+ + 5NO
СОСТАВЛЕНИЕ
УРАВНЕНИЙ
ВОССТАНОВЛЕНИЯ
С
РЕАКЦИЙ
УЧАСТИЕМ
ОКИСЛЕНИЯ–
СОЕДИНЕНИЙ
ПЕРЕКИСНОГО ТИПА (H2O, BaO2, H2S2, FeS2 и т. д.)
Все эти соединения содержат двухвалентные ионы (S–S)
и (О–О), поэтому состояние окисления каждого из атомов
кислорода и серы, образующих данные цепи, равно I. При
разложении H2O2 переходит в более стабильное состояние: в
H2O и О2, в которых соответственно равны степени окисления
кислорода (-2) и 0.
В окислительно-
32
восстановительных реакциях
пероксид водорода в зависимости от партнёров и условий
реакции может выступать и как окислитель, и как
восстановитель.
Рассмотрим реакции этих соединений на примерах
пероксида водорода:
Пример 1. Н2О2 - окислитель:
а) в кислой среде молекула пероксида водорода, принимая
два электрона, переходит в две молекулы воды по схеме H2O2
+2e + 2H ----- 2H2O;
H2O2 +H2S ----- H2SO4 + …
H2O2 + 2e + 2H ----- 2H2O2
HS + 4H2O – 8e ------ SO4 + 9H
4H2O2 + 8H + HS + 4H2O ----- 8H2O + SO4 + 9H
4H2O2 + H2S + 7H ----- 4H2O + H2SO4 + 7H
4H2O2 + H2S == 4H2O + H2SO4
б) в нейтральной среде Н2О2 + 2е ----- 2ОН
При действии сильных окислителей пероксид водорода может
окисляться, образуя кислород и воду.
Обычно пероксид водорода используют как окислитель:
H2O2 + 2HI-1 → I20 + 2H2O
электронный баланс:
2I- – 2e → I20
[O2]-2 + 2e → 2O-2
метод полуреакций:
2I- – 2e → I20
H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O
––––––––––––––––––––––
1
1
1
1
33
2I + H2O2 + 2H → I2 + 2H2O
5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 →
5O20 + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O
-
+
электронный баланс:
[O2]-2 – 2e → O20
Mn+7 + 5e → Mn+2
5
2
метод полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O
2
H2O2 – 2e → O2 + 2H+
5
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+
или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Если в реакции участвуют вещества, для которых сложно
подсчитать степень окисления (например, В5Н11, FeAsS,
органические вещества) можно использовать метод
схематического (формального) электронного баланса, суть
которого заключается в том, что алгебраическая сумма
зарядов в левой части уравнения реакции окисления или
восстановления должна быть равна сумме зарядов в правой
части этого же уравнения.
Пример 1.
Дана схема реакции:
В2Н6 + KСlO3 ----- KCl + H3BO3
Определяем восстановитель и
34
окислитель, составляем
уравнение для процессов окисления и восстановления:
В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н
Восстановителем в этой реакции являются молекулы В2Н6,
которые окисляются до борной кислоты:
В2Н6 + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н
Недостающие ионы кислорода для образования борной
кислоты можно получить из молекул воды, при этом
образуются ионы Н. Как нетрудно видеть, в левой части
данной схемы процесса окисления имеется 0 зарядов, а в
правой части – 12 положительных зарядов. Для уравнивания
зарядов в обеих частях необходимо в левой части схемы
отнять 12 электронов.
Окислителем являются анионы ClO3 , которые
превращаются в ионы Cl, принимая 6 электронов: ClO3 + 6e +
3H2O ----- Cl + 6OH. При этом освобождающиеся ионы
кислорода соединяются с молекулами воды (реакция
происходит в водной среде), образуя ионы ОН. Затем
производим балансирование уравнений процессов окисления
и восстановления:
1
В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н
2
ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH
B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ----- 2H3BO3 + 12H + 12OH
+ 2Cl
B2H6 + 2KClO3 = 2H3BO3 + 2KCl + 12H2O
Пользование таблицей
35
окислительно-
восстановительных потенциалов:
Цифры таблицы получены при температуре 25 С. С
изменением температуры они мало изменяются, поэтому ими
можно пользоваться для определения направления реакции в
обычных условиях. Цифры таблицы действительны для
случаев, когда концентрация (или, точнее активность)
растворов в гальванической цепи равна единице (т. е. 1
моль/л).
Необходимо иметь в виду следующее:
1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит
окисляющийся атом или ион, понижает э. д. с. реакции, а
уменьшение – повышает.
2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или
ионов повышает э. д. с. реакции, а уменьшение
понижает.
3. Правила пользования таблицами для определения
направления окисления–восстановления.
В таблицах реакций представлены величины нормальных
потенциалов окисления (Еокисл) и восстановления (Евосст)
важнейших процессов. Таблицы соответственно разделены на
две группы: «Окисление» и «Восстановление».
Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл
(или lgKвосст) показывает, что процесс идёт преимущественно
слева направо, а знак “ – “ у этих же величин – справа
налево.
Для определения направления той или иной реакции
окисления-восстановления берут данные разделов “
36
«Окисление» и
«Восстановление»,
располагая в одну строку уравнение рассматриваемого
процесса окисления с
уравнением заданного процесса восстановления. При этом
получают несбалансированное общее ионное уравнение
возможной окислительно-восстановительной реакции.
Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых
процессов может быть величиной положительной, и тогда
данная реакция (при условии аокисл =авосст = 1 и
определённом значении рН) идёт, а если эта величина
окажется отрицательной, то реакция ( при тех же условиях )
невозможна.
Пример. Пойдёт ли реакция между I-ионами и Fe-ионами с
образованием свободного йода?
Решение. На таблице «Окисление» (в группе реакций «Йод»)
находят уравнение 2I – 2e →
I2, по таблице
«Восстановление» (в группе реакций «Железо») находят
уравнение Fe + e
→ Fe и записывают их в одну строчку,
складывая величины Еокисл + Евосст;
:lgKокисл
2I-2e=I2
-18,07
:Еокисл
-0,5345
:Евосст :lgKвосст
+0,771 +13,04
Fe+e → Fe
Алгебраическая сумма (- 0,5345) + (+0,771) = + 0,2365 –
величина положительная: следовательно, реакция 2I + 2Fe →
I2 + 2Fe будет протекать при определённых условиях.
С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов
констант равновесия можно также вычислить константы
равновесия разнообразных
37
реакций окисления-
восстановления.
Анализируя таблицу определения направления реакции
окислениявосстановления, можно сделать следующие выводы:
1. Ионы «благородных» металлов – сильные окислители.
Например: Cr + Ag----- Cr + Ag
э. д. с. = + 0,7995- - 0,4 =
1,209 в.
Fe + Au---- Fe + Au
э. д. с. = + 1,68- + 0,77 =
0,91 в.
2. Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и
щелочноземельных металлов. Наиболее слабые
восстановители – «благородные» металлы и ионы галогенов
(за исключением иона йода).
3. Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы
галогенов, высокоположительные ионы металлов, а также
ионы «благородных» металлов. Наиболее слабые окислители
– ионы щелочных и щелочноземельных металлов.
ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ
1. Дайте определение понятию степень окисления. В каких
степенях окисления вещества могут проявлять только а)
восстановительные свойства б) только окислительные
свойства. Приведите примеры из лабораторной работы.
2. Что называется окислителями. Перечислите простые
вещества являющиеся окислителями. Приведите примеры
реакций из лабораторной работы.
3. Что называется
38
восстановителями. В каких
опытах вы познакомились с важнейшими восстановителями.
Приведите примеры реакций из лабораторной работы.
4. Межмолекулярные реакции окисления-восстановления.
Определение. Приведите примеры из лабораторной работы.
5. Реакции диспропорционирования. Определение. Приведите
примеры из лабораторной работы.
6. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.
Определение. Приведите примеры из лабораторной работы.
7. Взаимодействие железа с кислотами окислителями (серной
концентрированной и азотной). Как доказать, что в случае
взаимодействия железа с разбавленной азотной кислотой
образуется нитрат железа (II)?
8. С какими кислотами реагируют активные металлы?
Приведите примеры.
9. С какими кислотами реагируют неактивные металлы?
Приведите примеры.
10. Особенности взаимодействия железа, хрома и алюминия с
кислотами окислителями.
11. Какие металлы не реагируют ни с какими кислотами.
Перечислите.
12. Как связано электронное строение атомов и ионов с их
окислительно-восстановительными свойствами.
Рассмотрите на примерах серы, азота, галогенов.
13. Дайте определения понятиям: степень окисления,
окислитель и процесс окисления; восстановитель и процесс
восстановления.
14. Потенциалы
39
окислительно-
восстановительных реакций. Формула Нернста. Записать
формулу Нернста для полуреакций из лабораторной
работы.
15. Эквиваленты и эквивалентные массы в ОВР. Как рассчитать
эквивалент перманганата калия, бихромата калия, перекиси
водорода, брома в реакциях (см. опыты 1, 4, 5, 7)
16. Условие протекания окислительно-восстановительных
реакций.
17. Определите степень окисления серы в следующих
соединениях: SO2, H2S, Na2SO3, CS2, H2SO4, As2S5.
18. Определите степени окисления хрома в соединениях:
K2CrO4, Cr2O3, KCrO2, Cr2(SO4)3, K2Cr2O7, Na3[Cr(OH)6]
19. Определите степени окисления элементов в ионах: (NO3), (NO2)-, (BiO3)-, (MnO4)-, (MnO4)2-, (NH4)+, (ClO3)20. Определите какие процессы относятся к процессам
окисления, а какие к
процессам восстановления: S(SO4)2-; S(S2-); SnSn4+;
KK+;
Br22(Br)-; 2H+H2; H22(H)-; V2+(VO3)-; (Cl)-(ClO3)-;
(IO3)-I2;
(MnO4)-(MnO4)221. Определите какие реакции относятся к окислительновосстановительным:
a)H2+Br22HBr;
b) NH4ClNH3+HCl;
c) NH4NO3N2O+2H2O;
d) 2K2CrO4+H2SO4K2Cr2O7+K2SO4+H2O;
e) Fe+SFeS
22. Для приведенных
40
реакций определите, какие
вещества являются окислителями, а какие
восстановителями; укажите тип окислительновосстановительной реакции; составьте уравнения
электронного баланса и подберите коэффициенты:
a) SO2+Br2+H2O2HBr+H2SO4;
b) Mg+H2SO4MgSO4+H2
c) Cu+H2SO4CuSO4+SO2+H2O
d) I2+6KOHKIO3+KI+H2O
e) KMnO4+KOHK2MnO4+O2+H2O
f) H2SO3+H2SS+3H2O
g) NH4NO3N2+H2O
h) P+KOH+H2OPH3+3KH2PO4
i) H2O2H2O+O2
j) KMnO4+MnSO4+H2OMnO2+K2SO4+H2SO4 .
23. Для связывания сероводорода в условиях бурения
используют в качестве реагентов бихромат калия или
перманганат калия по реакциям:
a. H2S+K2Cr2O7+H2SO4S+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O;
b. H2S+KMnO4+H2SO4S+MnSO4+K2SO4+H2O;
c. H2S+KMnO4+H2OS+MnO2+KOH;
d. H2S+KMnO4+KOHS+K2MnO4+H2O.
24. Составьте уравнения электронного баланса и подберите
коэффициенты. Рассчитайте какая масса бихромата калия
(уравнение (a)) потребуется для нейтрализации 224 м3
сероводорода.
25. Какова степень окисления азота в нитрите калия и серы в
сульфите натрия? Каковы окислительно-восстановительные
свойства этих соединений в реакциях?
a. KNO2+
41
KI+H2SO4I2+NO+K2SO4+H2O;
b. KNO2+ K2Cr2O7+H2SO4Cr2(SO4)+KNO3+K2SO4+H2O;
c. Na2SO3+KMnO4+H2SO4 Na2SO4+MnSO4+K2 SO4
+H2O;
d. Na2SO3+KI+H2SO4 S+ I2 + Na2SO4+K2 SO4 +H2O
26. Какие два процесса включает в себя любая окислительновосстановительная реакция?
27. Как изменяется степень окисления элемента а) при
окислении; б) при восстановлении?
28. Старинные картины, нарисованные белыми свинцовыми
белилами (PbO), зачастую покрываются черным сульфидом
свинца. Для обновления их протирают 3 %-ным раствором
перекиси водорода. При этом снова восстанавливается белый
цвет на картине. Напишите уравнение реакции, происходящей
при взаимодействии сульфида свинца и пероксида водорода.
Укажите окислитель и восстановитель.
29. Закончите уравнения окислительно-восстановительных
реакций и подберите коэффициенты к ним любым
известным вам способом:
Br2 + Cl2 + H2O → HBrO3 + …
I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + …..
I2 + FeCl2 + HCl → FeCl3 + …..
Br2 + FeCl3 + KOH → K2FeO4 + KBr + ….. + …..
Br2 + Co(OH)2 + NaOH → Co(OH)3 + ….. + …..
Cl2 + H2S + H2O → H2SO4 + …..
Br2
+
MnO2
+
42
KOH
→K2MnO4 + ….. + …..
Na2S2O3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + ….. + …..
Br2 + KСrO2 + KOH → K2CrO4 + ….. + …..
Br2 + Cr(OH)3 + KOH → K2CrO4 + ….. + …..
Cl2 + NO + H2O → HNO3 + ….. + …..
Cl2 + NaNO2 + KOH → NaNO3 + ….. + …..
NaClO + FeSO4 + NaOH + H2O → Fe(OH)3 + ….. + …..
KBrO + MnCl2 + KOH → MnO2 + ….. + …..
HClO + H2S → H2SO4 + …..
NaClO + CrCl3 + NaOH → Na2CrO4 + ….. + …..
HClO + As2O3 + H2O → H3AsO4 + …..
HClO + Ca3P2 → Ca3(PO4)2 + …..
HIO3 + HI → ….. + ……
KClO3 + HI → I2 + ….. + …..
KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + ….. + …..
KClO3 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + ….. + …..
KClO3 + KI + H2SO4 → I2 + ….. + …..
KClO3 + MnO2 + KOH → K2MnO4 + ….. + …..
KClO3 + MnCl2 + KOH → MnO2 + ….. + …..
HIO3 + H2S → S + I2 + …..
KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + ….. + ….. + …..
HClO3 + H2SO3 → H2SO4 + …..
KClO3 + CuS → CuSO4 + …..
43
KBrO3 + Zn + H2 SO4 →
ZnSO4 + ….. + …..
KClO4 + Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + ….. + …..
KMnO4 + H2S + H2SO4 → S + MnSO4 + ….. + …..
KMnO4 + Na2S + H2SO4 → S + MnSO4 + ….. + …..
KMnO4 + Cu2S + H2SO4 → Cu2SO4 + ….. + …..
KMnO4 + HI + H2 SO4 → I2 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + NaCl + H2SO4 → Cl2 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 →
KMnO4 + FeCl2 + HCl → FeCl3 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + H3 PO3 + H2SO4 → H3PO4 + MnSO4 + …..
KMnO4 + PH3 + H2SO4 → H3PO4 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + AsH3 + H2SO4 → H3AsO4 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + C2 H5OH + H2SO4 → K2SO4 + CH3COOH + …..
KMnO4 + KBr + CH3COOH → Br2 + CH3COOK +
Mn(CH3COO)2 + H2O
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → ZnSO4 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + Na2S + H2O → MnO2 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + K2S + H2O → K2SO4 + ….. + …..
KMnO4 + Na2S + KOH → S + ….. + …..
KMnO4 + H2S + KOH → K2MnO4 + ….. + …..
KMnO4 + Na2SO3 + H2O →
KMnO4 + Zn + H2SO4 → ZnSO4 + ….. + ….. + …..
KMnO4 + SO2 + H2O → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
KMnO4 + MnSO4 + H2O → H2MnO3 + K2SO4 + …..
Fe(OH)2
+
KMnO4
44
+
H2O → Fe(OH)3 + ….. + …..
KMnO4 + KNO2 + H2O → KNO3 + ….. + ……
KMnO4 + Ca3P2 + H2O → MnO2 + Ca(OH)2 + K3PO4
KMnO4 + HCl →
KMnO4 + C2 H5OH → CH3COOK + ….. + ….. + …..
KMnO4 + Al → Al2O3 + ….. + …..
MnO2 + KBr + H2SO4 → Br2 + MnSO4 + …..+ ….. + …..
K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 +
MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + …..
MnO2 + Br2 + KOH → K2MnO4 + ….. + …..
MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + …..+ ….. + …..
MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + ….. + …..
K2Cr2O7 + Na2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + ….. + …..
K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2O → S + Cr(OH)3 + …..
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2 SO4 + Cr2(SO4)3 + …..
K2Cr2O7 + SO2 + H2O → Cr2(SO4)3 + KOH
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO 4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + …..
+ …..
K2Cr2O7 + CrSO4 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + …..
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + …. + …..
K2Cr2O7 + Na3PO3 + H2SO4 → Na3PO4 + ….. + ….. + …..
K2Cr2O7 + C + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + ….. + ……
K2Cr2O7 + SnCl2 + H2SO4 → SnO2 + CrCl3 + ….. + …..
CrO3 + HCl →
45
NaCrO2 + Br2 + NaOH
→ Na2CrO4 + ….. + …..
Cr(OH)3 + Br2 + KOH → KBr + ….. + …..
Fe(CrO2)2 + K2CO3 + O2 → Fe2O3 + ….. + CO2
CrCl3 + KNO3 + K2CO3 → K2CrO4 + KNO2
Cr2O3 + KNO3 + K2CO3 → KNO2 + CO2 + …..
Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + …..
Cl2 + KOH → KCl + KOCl + KClO3 + …..
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Межмолекулярные окислительновосстановительные реакции
Опыт 1. Окислительно-восстановительные свойства
простых веществ.
В пробирку поместите гранулу алюминия или
алюминиевую проволоку и добавьте 5-7 капель бромной воды
(Br2+H2O). Встряхните пробирку и оставьте ее на некоторое
время постоять. Отметьте цвет исходного раствора бромной
воды и раствора, полученного в результате реакции.
Запишите уравнение реакции, составьте уравнение
электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель,
расставьте коэффициенты.
Запишите уравнения реакций взаимодействия серы с
водородом, кислородом и фтором. Укажите, чем будет
являться сера (окислитель или восстановитель) в каждом
случае.
Опыт 2.
46
Восстановительные
свойства металлов.
а) Взаимодействие металлов с кислотаминеокислителями (выполняется коллективно).
Зачистите медную проволоку и железный гвоздь. В две
пробирки налейте небольшое количество разбавленной
серной кислоты (или соляной, или уксусной кислот). В одну
пробирку поместите железный гвоздь, а в другую медную
проволоку. Отметьте наблюдаемые явления. До какой степени
окисления окислиться железо. Докажите это с помощью
качественного реактива K3[Fe(CN)6]. Запишите уравнение
реакции, составьте уравнение электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты.
Взаимодействие металлов с кислотамиокислителями
б) Взаимодействие меди и железа с
концентрированной серной кислотой (выполняется
коллективно).
В 2 пробирки поместите небольшое количество
концентрированной серной кислоты. В одну пометите хорошо
зачищенный железный гвоздь, а в другую медную проволоку.
Отметьте наблюдаемые явления. Запишите уравнение
реакции, составьте уравнение электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты.
в) Взаимодействие меди и железа с разбавленной и
концентрированной азотной кислотой (выполняется
коллективно).
Хорошо зачистите
47
железный гвоздь и медную
проволоку. В 2 пробирки поместите небольшое количество
концентрированной азотной кислоты и поместите в одну
железный гвоздь, а в другую медную проволоку. Запишите
уравнения реакций, составьте электронный баланс и
подберите коэффициенты.
Тоже самое проделайте, используя разбавленную азотную
кислоту. До какой степени окисления окислиться железо.
Докажите с помощью качественных реактивов K4[Fe(CN)6]
(на ионы Fe+3 ) и K3[Fe(CN)6] (на ионы Fe+2 ).
г) Взаимодействие металлов с растворами солей.
В одну пробирку налейте раствор сульфата меди и
поместите в него зачищенный железный гвоздь, в другую
пробирку налейте раствор сульфата железа (II) и поместите в
этот раствор медную проволоку. Отметьте наблюдаемые
явления. Запишите уравнения реакций, составьте
электронный баланс и подберите коэффициенты.
Опыт 3. Восстановительные свойства элементов в
минимальной степени окисления.
а) Поместите в пробирку 1 микрошпатель
кристаллической соли бихромата калия, добавьте небольшое
количество концентрированной соляной кислоты. Осторожно
нагрейте пробирку с реакционной смесью. Отметьте
наблюдаемые явления (запах хлора, изменение окраски
раствора). Запишите уравнения реакции, составьте
электронный баланс, укажите
48
окислитель и восстановитель,
подберите коэффициенты.
б) Поместите в пробирку раствор перманганата калия и
добавьте несколько капель концентрированного раствора
аммиака. Отметьте наблюдаемые явления. Продуктами
реакции являются азот и оксид марганца (IV).
Опыт 4. Окислительно-восстановительная
двойственность.
Перекись водорода.
Определите степени окисления элементов в перекиси
водорода. Почему Н2О2 проявляет окислительновосстановительную двойственность. Налейте в одну пробирку
иодид калия, а в другую перманганат калия. Подкислите
растворы разбавленной серной кислотой. В обе пробирки
добавьте раствор перекиси водорода. Отметьте наблюдаемые
явления. Чем является перекись водорода в этих реакциях?
Запишите уравнения реакций, учитывая, что перекись
водорода восстанавливается до воды, а окисляется до
кислорода, составьте электронный баланс, укажите
окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты.
Опыт 5. Влияние характера среды на протекание
окислительновосстановительных реакций.
Возьмите 3 пробирки и поместите в них раствор перманганата
калия. В первую пробирку добавьте 2 капли разбавленной
серной кислоты (кислая среда) во вторую пробирку добавьте
2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в
третью добавьте 2 капли
49
разбавленного раствора
гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую из пробирок
добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Отметьте
наблюдаемые явления. Для всех уравнений составьте
электронный баланс и подберите коэффициенты.
Опыт 6. Внутримолекулярные реакции окислениявосстановления. (коллективные опыты)
а) Термическое разложение бихромата аммония.
Поместить небольшое количество кристаллического бихромата
аммония в виде горки на керамическую плитку (фарфоровую
чашку или коническую воронку). Нагреть в пламени горелки
стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной
горки. Палочку подержать несколько секунд до начала
реакции. Отметить наблюдаемые явления. Составьте
уравнения электронного баланса, укажите окислитель и
восстановитель. Подберите коэффициенты.
*б) Термическое разложение нитрата калия. В сухую
пробирку поместите немного кристаллической соли нитрата
калия. Нагрейте пробирку и ее содержимое до образования
пузырьков газа. Внесите в пробирку небольшую лучинку.
Отметьте наблюдаемые явления. Запишите уравнение
реакции. Составьте уравнения электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты.
Одним из продуктов разложения нитрата калия является
нитрит калия. Для доказательства растворите
кристаллическое вещество, оставшееся в пробирке, в
дистиллированнной воде, разделите раствор на 2 части.
Растворы подкислите 2
50
каплями разбавленного (2н)
раствора серной кислоты. В одну из них добавьте раствор
перманганата калия, в другую несколько кристалликов иодида
калия (см. контрольные вопросы № 8). Отметьте наблюдаемые
явления.
Опыт 7. Реакции диспропорционирования.
Внесите в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавьте к
ней по каплям разбавленного (2н) раствора щелочи до
обесцвечивания раствора. Запишите уравнение реакции, если
продуктами являются бромид натрия, гипобромид натрия
(NaBrO) и вода. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель. Подберите
коэффициенты.
(ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ К ОПЫТАМ №№ 7-14)
Реактивы: 0,1 М растворы Na2SO3, KI, CuSO4, HCl,
0,05 М растворы KMnO4 и K2Cr2O7, 3 и 30 %-ные растворы
H2O2, конц. H2SO4, 40 %-ный раствор NaOH (конц.), "иодная
вода" (раствор I2 в KI), KMnO4 (твердый),
(NH4)2Cr2O7 (твердый), железный гвоздь (предварительно
очищенный наждаком).
Оборудование: штатив с пробирками, глазные пипетки,
стеклянные палочки, коническая колба (0,5-1 л), шпатель
металлический, сетка асбестовая, газета, стакан (250 мл).
Опыт 8. Окисление Na2SO3 перманганатом калия в
различных средах.
В три пробирки налейте
51
по 1 мл раствора
перманганата калия. В одну пробирку добавьте 1-2 капли
концентрированной серной кислоты, в другую – 1 мл
концентрированного раствора щелочи, а в третью – 1 мл
воды. Затем во все пробирки добавьте по 1 мл раствора
сульфита натрия.
В первой пробирке наблюдайте обесцвечивание
раствора (ионы Mn2+).
Во второй пробирке раствор станет зеленого цвета
(ионы MnO4
), в котором через 1-2 минуты образуется
взвесь буро-коричневого осадка (MnO2).
В третьей пробирке сразу образуется буро-коричневая
взвесь (MnO2). Через некоторое время MnO2 осядет на дно
пробирки в виде осадка.
Сделайте вывод о превращении перманганата калия в
зависимости от среды. Напишите уравнения всех
проведенных реакций. К какому типу окислительновосстановительных процессов относятся проведенные Вами
реакции?
Опыт 9. Взаимодействие KMnO4 с KI в кислой
среде.
Налейте в пробирку около 1 мл раствора перманганата
калия. Добавьте 2-3 капли концентрированной серной
кислоты и 1 мл иодида калия. Наблюдайте образование
йода.
Напишите уравнение
52
реакции. К какому типу
окислительно-восстановительных реакций она относится?
Опыт 10. Окислительные и восстановительные
свойства H2O2.
а) В пробирку налейте 1 мл иодида калия и подкислите
его 1-2 каплями концентрированной серной кислоты.
Прибавьте 3 %-ный раствор перекиси водорода. Чем
объясняется появление коричневой окраски? Напишите
уравнение реакции. К какому типу окислительновосстановительных реакций она относится? Укажите
окислитель и восстановитель.
б) В пробирку налейте 1 мл дихромата калия и
подкислите его 1-2 каплями концентрированной серной
кислоты. Затем добавьте 1 мл 3 %-ного раствора перекиси
водорода. Что происходит? Какие свойства проявляет
пероксид в этом случае? Напишите уравнение реакции. К
какому типу окислительно-восстановительных реакций она
относится?
Опыт 11. (Демонстрационный опыт).
Взаимодействие пергидроля с KMnO4.
Концентрированный раствор перекиси водорода (30 %)
называется пергидролем. Пергидроль оставляет сильные
ожоги при попадании на открытые участки тела. Будьте
осторожны!
В коническую колбу (0,5 –
53
1 л) наливают около 30 мл
пергидроля. Затем в колбу быстро высыпают около 1 шпателя
твердого перманганата калия.
Что при этом наблюдаете? Почему реакция происходит
настолько быстро? Напишите уравнение реакции и отметьте
ее тепловой эффект (можно осторожно потрогать колбу после
опыта).
Опыт 12. Окисление ионов меди (II) металлическим
железом.
В пробирку налейте 2 мл раствора сульфата меди (II).
Очень осторожно опустите туда предварительно очищенный
наждаком железный гвоздь. Через 1-2 минуты извлеките
гвоздь из пробирки. Что образовалось на его поверхности?
Напишите уравнение реакции. Для каких практических
целей может служить данная реакция?
Опыт 13 (Демонстрационный опыт). "Вулкан на
столе".
На поднос, стоящий на большой газете, помещают
асбестовую сетку. На асбестовую сетку насыпают небольшой
горкой около 10 – 15 г дихромата аммония. Затем к верхушке
горки подносят зажженную спичку. Через некоторое время
наблюдают эффектное "извержение" вулкана.
Напишите уравнение реакции. К какому типу
окислительно-восстановительных реакций она относится?
Почему так сильно различаются наблюдаемые объемы
продуктов и реагентов этой реакции?
54
Опыт 14 (Демонстрационный опыт). Растворение
иода в щелочи.
В небольшой стакан (250 мл) наливают ~ 20 мл водного
раствора иода ("иодной воды") и добавляют раствор
гидроксида натрия до обесцвечивания окраски.
К полученному раствору добавляют немного раствора
серной или соляной кислоты. Что наблюдаете?
Напишите уравнения происходящих реакций. К какому
типу окислительно-восстановительных реакций они
относится?
ВЫВОДЫ И ЗАКЛЮЧЕНИЕ
1. В работе рассмотрены вопросы научного подхода к
изучению окислительно-восстановительных реакций,
необходимые для успешного овладения содержанием и
усвоения темы учащимися.
2. Приведены методические материалы для дидактического
использования в преподавании темы «Окислительновосстановительные реакции» в курсе школьной химии.
3. Автором уделено внимание значимости химического
эксперимента в развитие принципа наглядности в
обучении химии.
Изучение окислительно-восстановительных процессов
необходимо для понимания многочисленных химических
реакций, протекающих как в неживой природе, так и в
организмах бактерий, растений, грибов, животных и человека,
населяющих биосферу, ведь
55
для живых организмов это,
прежде всего, способ выработки энергии, используемой на
самые разные цели жизнедеятельности.
Следует отметить очень важное прикладное значение
химии окисления и восстановления для проблем развития
биотехнологий, применяемых в селекционной работе,
медицине и промышленности, причем в самом широком
спектре применения научных химических знаний к
реализации многочисленных конкретных задач, возникающих
в развитии прогресса.
Таким образом, формирование правильного понимания
окислительно-восстановительных процессов учащимися,
умения грамотно работать со степенями окисления элементов,
составление электронного баланса и уравнений химических
реакций является важным этапом в обучении химии.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии - Л.:
Химия, 1988. – 272 с.
2. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и
неорганической химии - М.: Высшая школа, 1990. – 351
с.
3. Романцева Л.М. Сборник задач и упражнений по общей
химии
- М.: Высшая школа, 1991. – 288 с.
4. Обучение химии в 2005-2006 учебном году
(методические рекомендации)/ Под ред. проф. П.А.
Оржековского – М.: 2005.
5. Личинский Г.П. Курс
56
химии - М.: Высшая
школа, 1985-1991.
6. Курс общей химии/ Под ред. Н.В.Коровина - М.: Высшая
школа, 1981,1989.
7. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А.
Лабораторные работы по общей и неорганической химии
-Л.: Химия, 1986, 1991.
8. Лабораторные работы по химии /Под ред. Н.В.Коровина.
-М: Высшая школа, 1985,1989.
9. Ахметов Н.С. Неорганическая химия - М.: Высшая школа,
1975-1990.
10.Фролов В.В. Химия - М.: Высшая школа, 1986
11.Харин А.Н., Катаев И.А., Харина А.Т. Курс химии - М.:
Высшая школа, 1983, 1989.
12.Краткий справочник физико-химических величин /Под
ред. А.А. Равделя, А.М, Пономаревой - Л.: Химия, 1983,
1990
13.Свойства неорганических соединений: Справочник / А.И.
Ефимов и др. - Л.:Химия, 1983, 1991.
ИНТЕРНЕТ
1. http://ylik.greenline.ru
2. http://www.allbest.ru
3. http://www.internet-school.ru
4. http://www.distant-school.ru
5. http://www.uroki.ru
6. http://www.bestreferat.ru
7. http://www.nerungri.edu.ru
8. http://www.examens.ru
57
9. http://www.college.ru
10. http://www.ed.ru
11. http://www.bankreferatov.ru
12. http://www.disser.biz
13. http://ru.wikipedia.org
14. http://cladez.ru
15. http://defacto.examen.ru
CD
1. «Открытая химия» / полный интерактивный курс химии
для
учащихся
школ,
лицеев,
гимназий,
колледжей,
студентов технических вузов. Автор курса – профессор
МФТИ, академик РАЕН В.В. Зеленцов. www.physicon.ru
2. «1с: Образовательная коллекция. Органическая химия
10-11
классы»
Лаборатория
/
Мультимедийный
систем
мультимедиа
учебный
курс.
МарГТУ,
2003.
www.1c.ru, www.mmlab.ru
ПРИЛОЖЕНИЕ НА CD
К курсовой работе «Формирование и развитие понятий об
окислительно-восстановительных реакциях»
прилагается CD, содержащий вариант курсовой работы в
формате документа MS Word, авторские методические
разработки: программы элективного курса на 2005-2006
учебный год для углубленного
58
изучения химии в 9, 10
классах; набор заданий КЛАССИФИКАЦИЯ и АНАЛОГИЯ и
ответы к ним; проверочные материалы по химии для
внутришкольного контроля; авторская разработка школьного
химическиго вечера для 9 классов «ДАВАЙТЕ ПОХИМИЧИМ!» в
формате MS Word. Таблица «Относительные
электроотрицательности атомов элементов», папка с
материалами химических олимпиад в формате Adobe Acrobat и
MS Word, папка «ТАБЛИЦЫ» в формате MS Word, GIF, JPG,
контрольная работа по химии для 9 класса, тематическое
планирование по химии 10 класса, тематическое
планирование по химии 11 класса, кодификатор по химии и
приложение к нему в формате MS Word, папка «Декабрь 2004
года. Окружной педагогический мониторинг, контрольная
работа по химии для 11 класса в 3 вариантах формате MS
Word, Н.И. Останин, Т.Н. Останина «Окислительновосстановительные реакции» в формате Adobe Acrobat, папка
сканированных изображений в формате JPEG.