Методика решения заданий С1 по химии
методическая разработка по химии (11 класс) на тему

1)     Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.

             В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.

        Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.

       ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
        ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. 

2)Типичные восстановители и окислители.

Окислители: 

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

                Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;

                                    соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;

                                    оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5 

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители: 

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

   Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;

                       соли – KI, NaBr, K2S.

     Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

3) Процессы окисления и восстановления

      В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:

окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!

4) Что такое электронный баланс?

           Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:    Н N+5O3 + C0 → 

       Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.  

      HN+5O3 + C0 → С+4О2  +  N+4O2+ Н2О

Составляем электронный баланс:

  N+5 + 1е →  N+4 ⎮4 – окислитель

  C0 – 4 е  → С+4    ⎮1 – восстановитель

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.

        4HNO3 + C   → СО2  +  4NO2+ 2Н2О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?

          а) S2-, I-, Br-, Cl- → переходят в Э0

          б) Р-3, As-3 → +5

          в) N+3,S+4, P+3, и т.п. → в высшую степень окисления  

                                                (соль или кислота)

Примеры реакций:

2KMnO4  + 5H2O2 + 3H2SO4(кислая среда) → 2MnSO4 + 5O2  + K2SO4 + 8H2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4(кислая среда) → Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O

Разложение нитратов  (по ряду активности металлов!).

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки

 ** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до  N2O!

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

Вещества с двойственной природой:

   Пероксид водорода:

         Н2О2   +  окислитель        →  O2

                   +  восстановитель  →  Н2О или ОН-

Нитриты щелочных металлов и аммония:        

          КNO2  + окислитель        →  KNO3 

                    + восстановитель  →  NO

Примеры реакций:

H2O2 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O (пероксид – окислитель)

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (пероксид – восстановитель)

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O (нитрит – восстановитель)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O (нитрит – окислитель)

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает   и принимает электроны.

 Например, в реакции: Cl20+ KOH → KCl-1  + KCl+5O3 + H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает,   переходя  в  устойчивую степень окисления  +5 

Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей