Окислительно восстановительная двойственность кратко

Обновлено: 04.07.2024

Данная работа рассчитана для учителей химии. Урок предназначен для учащихся 10 класса с углубленным изучением предмета.

Обеспечить углубление сведений об окислительно – восстановительной двойственности серы в степени +4 на примере сульфита натрия, закрепление умений составления окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса.

склонность к анализу, сравнению, сопоставлению химических свойств соединений серы +4 с другими ее формами

Способствовать формированию у обучающихся ответственного отношения к деятельности, коммуникативной компетентности, установления межличностных отношений и бережного отношения к окружающему миру

создать педагогические условия для овладения естественно – научными способами деятельности: наблюдение, эксперимент, учебное исследование

формировать надпредметные умения: обобщать путем сравнения, рассуждать по аналогии, систематизировать, выявлять причинно – следственные связи, работать с таблицами (в том числе и Периодической системой химических элементов)

Учитель: Добрый день, ребята! Я рада вас видеть и очень хочу начать работу с вами! Хорошего вам настроения и успехов!

Учитель: Сейчас мы поработаем с материалом, который внешне далек от химии, но поможет сформулировать тему урока.

Учитель: Скажите, есть ли в химии подобная ситуация? Подумайте, имеются ли соединения, которые ведут себя по-разному, в зависимости от условий!

Учащиеся предполагают цель урока. (Изучить окислительно – восстановительную двойственность серы и др. варианты)

Учитель: цель нашего урока экспериментально доказать двойственность соединений серы на примере сульфита натрия.

В чем заключается окислительно – восстановительная двойственность? (Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции).

(Слайд 5) Как вы думаете, о какой степени окисления на сегодняшнем уроке пойдет речь? (+4, потому что в сульфите натрия степень окисления серы +4).

Учитель: Мы ответили на все вопросы и теперь готовы перейти к доказательству двойственности. Итак, переходим к эксперименту.

Каждый из вас получил карточку, в которой указано номер пищевой добавки класса сульфитов. Займите места в группе за столом, который соответствует полученному вами номеру. (Ребята пересаживаются). В группе выберите координатора. (Пауза).

Координаторы, поднимите руку. Ваша задача в процессе экспериментальной работы заполнять инструктивную карту по результатам деятельности вашей группы.

Учитель: Ребята, помните правила при работе с реактивами и лабораторным оборудованием. Если вы забыли, на столах лежат памятки. (Слайд 6).

Опыт 1. Окисление сульфита натрия с хлоридом железа (III). (Слайд 7).Группы работают строго по инструктивной карте.

Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% -ный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка.

Выполнение опыта: В пробирку с раствором хлорида железа (III)добавляют раствор гидросульфита натрия. Интенсивность окраски раствора значительно возрастает. При нагревании полученного раствора цвет постепенно изменяется: сначала окраска ослабевает, а затем раствор становиться бесцветным.

Учитель: 1. Почему в начале опыта окраска раствора значительно усиливается? (Растворы солей железа (III), подвергших сильному гидролизу, окрашены в темно – коричневый цвет. Поэтому, на первом этапе происходила не ОВР, а преимущественно гидролиз).

2. Почему желтовато – коричневая окраска раствора хлорида железа (III) исчезает только при нагревании? (При нагревании раствора между этими веществами протекает ОВ процесс, т.к. нагревание способствует усилению окислительных свойств хлорида железа (III).

Один представитель группы записывает уравнение реакции и составляет электронный баланс. Осуществляется взаимопроверка.

Предполагаемый ответ: Сульфит натрия проявляет восстановительные свойства. Хлорид железа (III) окисляет сульфит натрия только при нагревании, поскольку в этих условиях его окислительная способность более высокая.

Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% - ный раствор сульфата железа (II), раствор гексацианоферрата (II) калия; пробирки.

Выполнение опыта: В пробирку с 3 мл раствора гидросульфита натрия постепенно добавляют бесцветный раствор сульфата железа (II) до появления желтовато – коричневой окраски, характерной для растворов солей железа (III). С целью подтверждения образования сульфата железа (III) к полученному раствору добавляют несколько капель раствора гексацианоферрата (II) калия. Выпадает в осадок малорастворимая соль синего цвета – берлинская лазурь.

Учитель: Какую же роль играет в этом эксперименте сульфит натрия? (В данной реакции сульфит натрия выступает окислителем).

Учитель: Ребята, тогда какой общий вывод можно сделать по всей работе? Сульфит натрия проявляет и окислительные и восстановительные свойства.

(После проведения проблемных опытов, ребята делаю самостоятельный вывод: сульфит натрия может выступать в роли сильного восстановителя, а в некоторых случаях – окислителя, причиной этого свойства – промежуточная степень окисления серы - +4).

Учитель: Мне понравилось, как вы работаете в сотрудничестве, как осмысленно подошли к эксперименту и важно, правильно формулируете выводы.

Ребята, наше занятие мы начали с расстановки запятой в предложении, которая меняет кардинально смысл. И закончить нашу с вами встречу следующими словами:

Оборудование: Интерактивная доска SMART – board, презентация Notebook, реактивы и лабораторное оборудование, инструктивная карта для лабораторной работы.

Внутримолекулярное окисление-восстановление. Соединения высшей степени окисленности, присущей данному элементу, могут в окислительновосстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисленности элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисленности могут быть, наоборот, только восстановителями; здесь степень окисленности элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисленности, то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. В первом случае степень окисленности элемента будет понижаться, во втором — повышаться. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью-способностью вступать в реакции как с окислителями, так и с восстановителями.

Так, азот образует соединения, в которых степень его окислен-иости изменяется от —3 (аммиак и соли аммония) до (азотная кислота и ее соли). Азот, входящий в состав аммиака, может выступать только в качестве восстановителя, азот азотной кислоты— только в качестве окислителя. Азотистая же кислота и ее соли, где степень окисленности азота равна , вступают в реакции как с сильными окислителями, так и с сильными восстановителями. В первом случае окисляется до азотной кислоты, во втором — восстанавливается обычно до оксида азота

В качестве примеров окислительно-восстановительной двойственности азотистой кислоты можно привести реакции:

Кроме азотистой кислоты окислительно-восстановительной двойственностью обладают сера, иод, пероксид водорода и ряд других веществ.

Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисленности, обладают в ряде случаев еще одним характерным свойством. Оно состоит в том, что в определенных условиях такое вещество претерпевает процесс, в ходе которого часть элемента окисляется, а часть — восстанавливается. Этот процесс называется самоокислением-самовосстановлением. Так, при взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой кислот:

Здесь и окисление, и восстановление претерпевает хлор:

Самоокисление-самовосстановление называют также диспропорционированием.

Некоторые сложные вещества в определенных условиях (обычно при нагревании) претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление. При этом процессе одна составная часть вещества служит окислителем, а другая — восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут служить многие процессы термической диссоциации. Так, в ходе термической диссоциации водяного пара

кислород окисляется (его степень окисленности возрастает от —2 до 0), а водород восстанавливается (его степень окисленности уменьшается от до 0).

Другим примером может служить реакция разложения нитрита аммония, применяемая в лабораторной практике для получения чистого азота:

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.

(Подробнее об окислителях, восстановителях, промежуточной степени окисления можно узнать в предыдущем разделе).

Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

Существуют вещества, которые в одних реакциях проявляют свойства окислителя, в других – восстановителя. Окислительно-восстановительная двойственность характерна для а) атомов и молекул неметаллов IVA-VIIA подгрупп, а также бора и водорода; б) атомов элементов с переменной валентностью (S, Cl,Br); в) пероксидные соединения (Н₂О₂, ВаО₂ и др.).

S 2- - восстановитель → S o ↔ S 4+ ← S 6+ - окислитель

окислитель-восстановитель

S o и S 4+ обладают окислительно-восстановительной двойственностью, например, в реакциях: 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ SO₂ +2H₂S = 3S +2Н₂О

Cl ← Cl → Cl → Cl → Cl → Cl

НClO – хлорноватистая (гипохлориты)

HClO₂ – хлористая (хлориты)

HClO₃ – хлорноватая (хлораты)

HClO₄ – хлорная (перхлораты)

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O окислитель Mn 4+ + 2e = Mn 2+

вос-ль 2Cl - - 2e = Cl₂

вос-ль Mn 4+ - 2e = Mn 6+

ок-ль N 5+ +2e = N 3+

Пероксидные соединения имеют двойственный характер поведения в окислительно-восстановительных процессах, что обусловлено природой связи в атомах и молекулах. Атомы кислорода связаны единичной неполяной ковалентной связью. Так как общая электронная пара расположена симметрично относительно обоих ядер, то данная связь не участвует в изменении степени окисления атомов кислорода. Зато полярная коволентная связь с водородом обеспечивает степень окисления -1 каждому атому кислорода. С одной стороны – молекула Н₂О₂ может распадаться с разрывом кислородной связи и образовывать новые связи кислорода с другими атомами. В результате уменьшается степень окисления кислорода до -2 (окислитель - О₂ 2- + 2е = 2О 2- ). С другой стороны в пероксиде водорода разрываются связи О-Н, в результате образуется молекула О₂, и степень окисления кислорода повышается до нуля ( вос-ль - О₂ 2- - 2е = О₂).

Влияние температуры на ОВР.

Температура влияет на глубины протекания реакции. При низкой и высокой температуре могут получиться разные продукты реакции:

Cl₂ + 2NаОН = NaCl + NaClO (гипохлорит) + Н₂О (на холоду)

3Cl₂ + 6NаОН = 5NaCl + NaClO₃(хлорат) + 3Н₂О (при повышении температуры).

Составление уравнений овр.

Существуют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронного баланса. В обоих случаях составляются полуреакции окисления-восстановления. В последнем случае в полуреакциях принимают участие ионы, включающие окислитель и восстановитель, а также катионы водорода или гидроксид ионы и молекулы воды. Оба метода используются при подборе коэффициентов в ОВР.

Методика расстановки коэффициентов.

Записав вещества, находим окислитель и(или) восстановитель. Определяем их степень окисления.

Записав реакции окисления-восстановления, представляем,как могут измениться степени окисления.

При написании полуреакций в ионном виде, определяем участвует ли в реакции среда (кислая, щелочная или нейтральная: Н +  Н₂О или ОН -  Н₂О). Уравниваем полуреакции с участием среды, расставляя коэффициенты. В кислых средах воду добавляем туда, где меньше кислорода, а в нейтральной и щелочной, туда, где больше.

Уравниваем число отданных и принятых электронов, находя предварительно наименьшее общее кратное.

Суммируем полуреакции окисления-восстановления (электроны в полуреакциях должны сократиться).

Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.

Влияние среды на протекание ОВР.

Иногда ход ОВР зависит от среды. В некоторых случаях среда даже изменяет направление процесса. Например, реакция в кислой среде протекает слева направо, а в щелочной - справа налево.

Другим примером подобного рода служит усиление восстановительных свойств некоторых неметаллов, например бора и кремния щелочной среде. Их взаимодействие с водой ускоряется в растворах щелочей. Поэтому растворы гидроксидов калия и натрия используются как сильнодействующие травители для кремния и германия в полупроводниковой технике.

Si + 6OH - – 4e - = SiO₃ 2- + 3H₂O 1

Окислителем в этой реакции являются катионы водорода, входящие в состав воды.

Характерным примером влияния среды - реакция взаимодействие перманганата калия (окислитель) с сульфитом калия или натрия (восстановитель). Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту, т.к. азотная кислота любой концентрации проявляет окислительные свойства (ион NO₃ - ), а соляная – свойства восстановителя (ион Cl - ). В данном случае серная кислота не изменяет степени окисления и служит только для создания среды. Вода и небольшие количества щелочей тоже изменяют характер среды, не участвуя в окислительно-восстановительном процессе.

Читайте также: