Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса

Цели урока

• Определять степень окисления, находить окислитель и восстановитель
• Составлять электронный баланс
• Расставлять коэффициенты в ОВР
• Знать типичные окислители и восстановители

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 19 проверяет понимание ОВР (определение окислителя, восстановителя, процессов окисления и восстановления). Задание 29 требует расстановки коэффициентов методом электронного баланса. Это одно из самых «весомых» заданий второй части — за него можно получить 2 балла. Метод электронного баланса также необходим для электролиза (задание 20) и реакций с кислотами-окислителями.

Теория

Основные понятия ОВР

Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — реакция, в которой происходит изменение степеней окисления атомов.

Окисление — процесс отдачи электронов (повышение СО):

$$Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$$

Восстановление — процесс принятия электронов (понижение СО):

$$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^-$$

Окислитель — вещество (атом), которое принимает электроны и при этом восстанавливается (его СО понижается).

Восстановитель — вещество (атом), которое отдаёт электроны и при этом окисляется (его СО повышается).

Мнемоника: Окислитель Принимает электроны (ОП). Восстановитель Отдаёт электроны (ВО).

Важное правило: число отданных электронов всегда равно числу принятых (электронный баланс).

Типичные окислители

Типичные восстановители

Типы ОВР

Межмолекулярные — окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ:

$$2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$$

(Na — восстановитель, $Cl_2$ — окислитель)

Внутримолекулярные — окислитель и восстановитель — разные атомы одного вещества:

$$2KClO_3 \rightarrow 2KCl + 3O_2$$

($Cl^{+5} \rightarrow Cl^{-1}$ восстановление; $O^{-2} \rightarrow O_2^0$ окисление)

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — один и тот же элемент одновременно и окисляется, и восстанавливается:

$$Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$$

($Cl_2^0 \rightarrow Cl^{-1} + Cl^{+1}$)

Метод электронного баланса: алгоритм

Шаг 1. Определите СО всех элементов

Подпишите степени окисления над каждым элементом в уравнении.

Шаг 2. Найдите элементы, изменившие СО

Определите, кто повысил СО (восстановитель), кто понизил (окислитель).

Шаг 3. Составьте электронный баланс

Запишите полуреакции окисления и восстановления:

Пример: $Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$

• $Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$ (окисление, восстановитель)
• $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0$ (восстановление, окислитель)

Шаг 4. Уравняйте число электронов

Найдите НОК и подберите множители:

Пример: $Al + HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow Al(NO_3)_3 + NO + H_2O$

• $Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{3+}$ — отдал 3 электрона
• $N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2}$ (в $NO$) — принял 3 электрона

НОК $= 3$, множители: 1 и 1. Но в формуле $Al(NO_3)_3$ уже 3 атома N, не менявших СО.

Шаг 5. Расставьте коэффициенты

Начните с окислителя и восстановителя, затем уравняйте кислород, потом водород. Проверьте баланс.

Полный результат:

$$8Al + 30HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$$

(Это сложный пример — в разбавленной $HNO_3$ с активным металлом продукт может быть $NH_4NO_3$.)

Примеры

Пример 1. Простая ОВР

Задача: Расставьте коэффициенты: $Mg + HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2$

Решение:

• $Mg^0 - 2e^- \rightarrow Mg^{2+}$ (окисление) $\ |\ \times 1$
• $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2^0$ (восстановление) $\ |\ \times 1$

Электронов поровну ($2 = 2$). Коэффициенты:

$$Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2$$

Пример 2. С перманганатом

Задача: $KMnO_4 + HCl \rightarrow KCl + MnCl_2 + Cl_2 + H_2O$

Решение:

• $Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{2+}$ (восстановление) $\ |\ \times 2$
• $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2^0$ (окисление) $\ |\ \times 5$

$$2KMnO_4 + 16HCl \rightarrow 2KCl + 2MnCl_2 + 5Cl_2 + 8H_2O$$

Окислитель: $KMnO_4$ ($Mn^{+7}$). Восстановитель: $HCl$ ($Cl^-$).

Пример 3. Диспропорционирование

Задача: $Cl_2 + KOH \rightarrow KCl + KClO + H_2O$

Решение:

• $Cl^0 + 1e^- \rightarrow Cl^-$ (восстановление) $\ |\ \times 1$
• $Cl^0 - 1e^- \rightarrow Cl^{+1}$ (окисление) $\ |\ \times 1$

$$Cl_2 + 2KOH \rightarrow KCl + KClO + H_2O$$

Вопросы для самопроверки

1. Чем окислитель отличается от восстановителя с точки зрения электронов?
2. Расставьте коэффициенты: $Cu + H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow CuSO_4 + SO_2 + H_2O$
3. Почему число отданных электронов всегда равно числу принятых?
4. К какому типу ОВР относится разложение $KClO_3 \rightarrow KCl + O_2$?
5. Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? Приведите пример.

Краткий конспект

• Окисление — отдача $e^-$ (повышение СО); восстановление — принятие $e^-$ (понижение СО)
• Окислитель принимает $e^-$, восстановитель отдаёт $e^-$
• Число отданных $e^-$ = число принятых $e^-$ (электронный баланс)
• Алгоритм: СО → элементы с изменённой СО → баланс → НОК → коэффициенты
• Типичные окислители: $KMnO_4$, $K_2Cr_2O_7$, $HNO_3$, $H_2SO_4$(конц.), $Cl_2$, $O_2$
• Типичные восстановители: активные Me, $H_2$, C, $CO$, $H_2S$, $Fe^{2+}$, $I^-$

Что изучать дальше

Продолжайте с уроком 23 «ОВР в различных средах», где вы узнаете, как среда (кислая, нейтральная, щелочная) влияет на продукты ОВР. Затем — урок 24 «Электролиз расплавов и растворов», где ОВР происходит под действием электрического тока.