Перш ніж наводити приклади окисно-відновних реакцій з рішенням, виділимо основні визначення, пов'язані з даними перетвореннями. Ті атоми або іони, які в ході взаємодії змінюють ступінь окиснення з пониженням (приймають електрони), називають окислювачами. Серед речовин, що володіють такими властивостями, можна відзначити сильні неорганічні кислоти: сірчану, соляну, азотну.

Окислювач

Також до сильних окислювача відносяться перманганаты та хромати лужних металів. Окислювач приймає кількість електронів у час реакції, яка необхідна йому до завершення енергетичного рівня (встановлення завершеною конфігурації).

Відновник

Будь-яка схема окислювально-відновної реакції передбачає виявлення відновника. До нього відносять іони або нейтральні атоми, здатні підвищувати в ході взаємодії показник ступеня окислення (віддають електрони іншим атомам).


В якості типових відновників можна привести атоми металів.

Процеси в ОВР

Чим ще характеризуються ОВР? Окисно-відновні реакції характеризуються зміною ступенів окиснення у вихідних речовин. Окислення передбачає процес віддачі негативних часток. Відновлення передбачає прийняття їх від інших атомів (іонів).

Алгоритм розбору

Приклади окисно-відновних реакцій з рішенням пропонуються в різних довідкових матеріалах, призначених для підготовки старшокласників до випускних іспитів з хімії. Для того щоб успішно впоратися з пропоновані в ОГЕ і ЄДІ завданнями, важливо володіти алгоритмом складання і розбирання окислювально-відновних процесів.

В першу чергу проставляють зарядовые величини всіх елементів в речовинах, запропонованих у схемі.

Виписуються атоми (іони) з лівої частини реакції, які в ході взаємодії, поміняли показники.

При підвищенні ступеня окислення використовується знак «-», а при зниженні «+».

Між відданими і прийнятими електронами визначається найменше спільне кратне (число, на яке вони діляться без залишку).

При поділі НОК на електрони, отримуємо стереохімічні коефіцієнти.

Розставляємо їх перед формулами рівняння.

Перший приклад з ОГЕ

У дев'ятому класі далеко не всі школярі знають, як вирішувати окислювально-відновні реакції. Саме тому вони допускають безліч помилок, не отримують високих балів за ОГЕ. Алгоритм дій наведено вище, тепер спробуємо відпрацювати його на конкретних прикладах.


Особливість завдань, що стосуються розстановки коефіцієнтів у запропонованій реакції, виданих випускникам основний щаблі навчання, в тому, що і ліва, і права частини рівняння дані. Це істотно спрощує завдання, тому що не потрібно самостійно придумувати продукти взаємодії, підбирати відсутні вихідні речовини. Наприклад, пропонується з допомогою електронного балансу виявити коефіцієнти в реакції: CuO+Fe=Fe+Cu На перший погляд, у цій реакції не потрібні стереохімічні коефіцієнти. Але, для того, щоб підтвердити свою точку зору, необхідно у всіх елементів зарядовые числа. В бінарних сполуках, до яких відноситься оксид міді (2) та оксид заліза (2), сума ступенів окислювання дорівнює нулю, враховуючи, що у кисню вона -2 у міді і заліза даний показник +2. Прості речовини не віддають (не беруть) електрони, тому для них характерна нульова величина ступеня окислення.
Складемо електронний баланс, показавши знаком "+" і "-" кількість прийнятих і зданих в ході взаємодії електронів. Cu 2+ +2e=Cu0; Fe 0 -2e=Fe 2+ . Так як кількість прийнятих і зданих в ході взаємодії електронів однаково, немає сенсу знаходити найменше спільне кратне, визначати стереохімічні коефіцієнти, ставити їх в запропоновану схему взаємодії. Для того щоб отримати максимальний бал за завдання, необхідно не тільки записати приклади окислювально-відновних реакцій з рішенням, але і виписати окремо формулу окислювача (CuO) і відновника (Fe).

Другий приклад з ОГЕ

Наведемо ще приклади окисно-відновних реакцій з рішенням, які можуть зустрітися дев'ятикласникам, які обрали хімію як випускного іспиту. Припустимо, пропонується розставити коефіцієнти в рівнянні: Na+HCl=NaCl+H 2 . Для того щоб впоратися з поставленим завданням, спочатку важливо визначити у кожного простого і складного речовини показники ступенів окислення. У натрію і водню вони будуть дорівнюють нулю, так як вони є простими речовинами. У соляній кислоті водень мають позитивну, а хлор - негативний ступінь окиснення. Після розстановки коефіцієнтів отримаємо реакцію з коефіцієнтами.

Перший зразок завдання з ЄДІ

Доповнити окисно-відновні реакції? Приклади з рішенням, що зустрічаються на ЄДІ (11 клас), передбачають доповнення пропусків, а також розстановку коефіцієнтів. Наприклад, потрібно електронним балансом доповнити реакцію: H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 + Визначте відновник та окисник в запропонованою схемою. Як навчитися складати окисно-відновні реакції? Зразок передбачає використання певного алгоритму. Спочатку у всіх речовинах, даних за умовою задачі, необхідно поставити ступеня окислення. Далі потрібно проаналізувати, яка речовина може стати невідомим продуктом у даному процесі. Оскільки тут присутній окислювач (в його ролі виступає марганець), відновник (ним є сірка), у вихідному продукті не змінюються ступені окиснення, отже, це вода.
Розмірковуючи про те, як правильно вирішувати окислювально-відновні реакції, зазначимо, що наступним етапом буде складання електронного співвідношення: Mn +7 приймає 3 e= Mn +4 ; S -2 віддає 2e= S 0 . Катіон марганцю є відновником, а аніон сірки – типовий окислювач. Оскільки найменшим кратним між прийнятими і відданими електронами буде 6 отримуємо коефіцієнти: 2 3. Останнім етапом буде постановка коефіцієнтів у вихідне рівняння. 3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

Другий зразок ОВР у ЄДІ

Як правильно скласти окисно-відновні реакції? Приклади з рішенням допоможуть відпрацювати алгоритм дій. Пропонується методом електронного балансу заповнити пропуски в реакції: PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 ++ Розставляємо всіх елементів ступеня окислення. У даному процесі окислювальні властивості проявляються марганцем, що входять до складу марганцовой кислоти, а відновником повинен бути фосфор, змінюючи свій ступінь окислення на позитивну в фосфорній кислоті. Згідно зробленому припущенню, отримуємо схему реакції, потім складаємо рівняння електронного балансу. P -3 віддає 8 e і перетворюється в P +5 ; Mn +7 приймає 3e, переходячи в Mn +4 . НОК буде 24 тому в фосфору повинен бути присутнім стереометричний коефіцієнт 3 а у марганцю -8. Ставимо коефіцієнти отриманий процес, отримуємо: 3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .

Третій приклад з ЄДІ

Шляхом електронно-іонного балансу потрібно скласти реакцію, вказати відновник та окисник. KMnO 4 + MnSO 4 += MnO 2 ++ H2SO 4 . За алгоритмом розставляємо у кожного елемента ступеня окислення. Далі визначаємо ті речовини, що пропущені в правій і лівій частинах процесу. Тут дано відновник та окисник, тому в пропущених сполуках ступінь окиснення не змінюються. Втраченим продуктом стане вода, а вихідним з'єднанням – сульфат калію. Отримуємо схему реакції, для якої складемо електронний баланс. Mn +2 -2 e= Mn +4 3 відновник; Mn +7 +3e= Mn +4 2 окислювач. Записуємо коефіцієнти в рівняння, підсумовуючи атоми марганцю в правій частині процесу, так як він ставиться до процесу диспропорционирования. 2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 .

Висновок

Окисно-відновні реакції мають особливе значення для функціонування живих організмів. Прикладами ОВР є процеси гниття, бродіння, нервової діяльності, дихання, обміну речовин. Окислення і відновлення актуальні для металургійної та хімічної промисловості, завдяки таким процесам можна відновлювати метали з їх з'єднань, захищати від хімічної корозії, піддавати обробці. Для складання окисно-відновного процесу в органічній або неорганічній хімії необхідно використовувати певний алгоритм дій. Спочатку в запропонованій схемі розставляють ступеня окислення, потім визначають ті елементи, які підвищили (понизили) показник, записують електронний баланс. Далі між прийнятими і відданими електронами необхідно визначити найменше кратне, обчислити математичним шляхом коефіцієнти. При дотриманні послідовності дій, запропонованою вище, можна без проблем впоратися із завданнями, запропонованими в тестах. Крім методу електронного балансу, розстановка коефіцієнтів можлива також шляхом складання полуреакций.