Методическое пособие «Окислительно-восстановительные реакции в заданиях единого государственного экзамена»

МКОУ «Туруханская средняя школа №1»

Методическое пособие

«Окислительно-восстановительные реакции в заданиях единого государственного экзамена»

Разработала:

учитель химии высшей категории,

Гуськова В.А.

2020г.

Аннотация

Любая методическая продукция в образовательном пространстве предназначена для передачи положительного педагогического опыта и направлена прежде всего на профессиональное совершенствование работы педагогов и повышение качества образовательной подготовки обучающихся.

Данное методическое пособие предназначено для обучающихся 8-11 классов, выпускников, поступающих для дальнейшего обучения в химические и медицинские ВУЗы.

В методическом пособии даны рекомендации для самостоятельной подготовки обучающихся к урокам химии, заданиям единого государственного экзамена по вопросам окислительно-восстановительных реакций. В пособие включены задания для лучшего понимания темы

Данное пособие дополняет тот объем знаний по химии, которым должен владеть обучающийся, для успешной сдачи Единого государственного экзамена.

Введение

За годы работы я поняла, что не в количестве знаний заключается образование, а в полном понимании и умелом применении всего того, что знаешь, чему учишь. Каждый раз, уходя домой, думаешь, а что будет завтра, как сделать так, чтобы твой урок запомнился? Удивить, рассмешить или, может быть, напугать? Увы, сегодня химия для многих – предмет не первостепенной важности. Как найти и подобрать то, что поможет сделать процесс обучения интересным, творческим, запоминающимся? Уверена, что только вызвав светлые чувства и положительные эмоции, можно создать комфортный климат на уроке. Одним из основных понятий при изучении химии в школе является понятие «окислительно-восстановительные реакции». Это понятие является и наиболее сложным для восприятия обучающимися.

Задача учителя при формировании любого понятия, в том числе и понятия «окислительно-восстановительные реакции»: пройти «три» основные стадии, которые обозначил Э.Кант: «Наше познание начинается с восприятия, переходит в понимание и заканчивается причиной». Это высказывание в полной мере подходит к познанию химии как науки.

Но у обучающегося, как всегда, возникает вопрос «Зачем?». И результат во многом зависит от того, смог ли учитель на первых уроках доказать ученику, что ему необходимо изучать окислительно – восстановительные реакции. При этом, на мой взгляд, учитель постоянно должен подкреплять ответами этот вопрос из урока в урок, от этапа к этапу, от темы к теме. Ребенок ничего не берет на веру, во всем он должен видеть цель своего познания.

Содержание

Введение 2

1.Методические рекомендации по работе с пособием 5

2.Сущность окислительно-восстановительных реакций 5

3.Классификация окислительно - восстановительных реакций 7-8

4.Методы составления уравнений окислительно - восстановительных реакций (алгоритм) 9-12

5.Особые случаи составления окислительно-восстановительных реакций 12-15

6.Окислительно-восстановительные реакции в органике 16 7.Заключение 16-17

8.Глоссарий 17

9.Литература 19

10.Приложение 20-24

Методические рекомендации по работе с пособием

В настоящем методическом пособии изложены наиболее трудные вопросы по окислительно-восстановительным реакциям в органической и неорганической химии, которые в курсе школьной программы изучаются недостаточно глубоко и не в том объеме, которым должен владеть обучающийся для успешной сдачи Единого государственного экзамена и вступительного экзамена в ВУЗы. В этом заключается актуальность данного методического пособия. Оно позволяет ребенку самостоятельно дополнить свои знания по окислительно-восстановительным реакциям, проверить свои знания и определить уровень своей подготовки по данной области химии.

Новизна предлагаемого пособия заключается в том, что приводятся конкретные примеры по окислительно-восстановительным реакциям как в неорганической, так и в органической химии. Необходимость создания данного пособия возникает тогда, когда ты начинаешь сталкиваться с работой в профильных классах. Как правило, выпускники профильных классов продолжают обучение в химических, медицинских, технологических, аграрных, сельскохозяйственных институтах и др., связанных с химией.

Сущность окислительно-восстановительных реакций

Существует два типа химических реакций:

1. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления атомов элементов, называющиеся РИО.

2. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (замещения)

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ (соединения)

2KClO₃ → 2 KCl + 3O₂ (разложения)

В окислительно-восстановительных реакциях происходит перераспределение электронной плотности на атомах, вследствие этого изменяется степень окисления элементов.

Процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой называется окислением. При этом степень окисления атома повышается:

H₂⁰  2e → 2H⁺

Cu⁰  2e → Cu⁺²

2Cl^1  2e → Cl₂⁰

Процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой называется восстановлением. При этом степень окисления атома понижается.

O₂⁰ + 4e → 2O^2

S⁺⁶ + 2e → S⁺⁴

Br₂⁰ + 2e → 2Br^1

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны называются восстановителями, при этом сами они окисляются. В результате окисления степень окисления восстановителя увеличивается. Восстановителями могут быть частицы в низшей или промежуточной степени окисления.

Важнейшими восстановителями являются:

• все металлы в виде простых веществ, особенно активные (Na, K, Ca, Fe);

• неметаллы в виде простых веществ (C, P₄, S, I₂);

• неметаллы в низших степенях окисления – летучие водородные соединения  (N^3H₃, H₂ S^2, C^4H₄ , HCl^);

• неметаллы в промежуточных степенях окисления (C⁺²O, N⁺²O, N^2₂H₄);

• металлы в промежуточных положительных степенях окисления  галогениды металлов, гидриды металлов, нитриды и фосфиды металлов, катионы металлов ( SnCl₂, FeCl₂, KH, AlH₃, Na₃N, Li₃P, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃),

• углеводороды и многие органические вещества (спирты, углеводы).

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны называются окислителями, при этом сами они восстанавливаются. В результате восстановления степень окисления окислителя уменьшается. Окислителями могут быть частицы в высшей или промежуточной степени окисления.

Важнейшие окислители:

• простые вещества-неметаллы, обладающие высокой электроотрицательностью (F₂, Cl₂, O₂),

• неметаллы в промежуточных степенях окисления  пероксид водорода ( Н₂О₂^1, N^2₂H₄);

• металлы в высших степенях окисления  перманганаты, хроматы и дихроматы ( KMn⁺⁷O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, Sn⁺⁴Cl₄), оксиды ( CuO , PbO₂ , Ag₂O);

• азотная кислота и нитраты, концентрированная серная кислота, царская водка (смесь концентрированных соляной и азотной кислот)  (HNO₃, NaNO₃, H₂SO₄);

• галогены в высших и промежуточных степенях окисления (HClO₄, HBrO₄, KClO₃, NaBrO₃);

• органические нитросоединения ( CH(NO₂)₃).

Определить, в каком качестве химический элемент участвует в ОВР, какое количество электронов он принимает или теряет, поможет данная схема:

о тдача электронов, окисление,  ne

 5 4 3 2 1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6

присоединение электронов, восстановление, +nе

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Все ОВР можно разделить на несколько групп (типов):

• Межмолекулярные реакции - в которых степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ:

N₂⁰ + 3H₂⁰ ↔ 2N^3H₃⁺¹

^{окислитель восстановитель}

• Внутримолекулярные реакции – в которых атомы, изменяющие степень окисления входят в состав одного соединения (реже – это атомы одного элемента в разных степенях окисления) :

2 KCl⁺¹O^2 → 2KCl^1 + O₂⁰

^{окислитель восстановитель}

• Реакции диспропорционирования ( самоокисления  самовосстановления) – в которых атомы одного и того же элемента в определенной степени окисления являются как окислителями, так и восстановителями:

С l₂⁰ + H₂O = HCl^1 + HCl⁺¹O

^{окислитель}

^{восстановитель}

Реакции диспропорционирования характерны для веществ, содержащих атомы в промежуточных степенях окисления.

• Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония:

N ^3H₄N⁺⁵O₃ N⁺¹₂O + 2H₂O

^{ОКИСЛИТЕЛЬ}

^{восстановитель}

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Правильно написанное уравнение реакции является выражением законов сохранения массы веществ и заря­дов. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинако­вым. Точно так же сумма зарядов исходных веществ должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод элек­тронного баланса (метод Писаржевского) и метод полуреакций, или электрон­но-ионного баланса. Метод электронного баланса це­лесообразно применять, когда речь идет о реакциях, протекающих между газообразными или твердыми и газообразными веществами и реакциях в расплавах; метод электронно-ионно­го баланса — когда говорится о реакциях в растворах, а также реакциях с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов (например, KNСS, CH₃CH₂OH).

1.Метод электронного баланса

Основное требование при использовании мето­да электронного баланса — число отданных восста­новителем электронов должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1. Если окислитель или восстановитель в исходных веществах или продуктах реакции представлены двумя атомами (H₂, Cl₂, O₂, N₂O, K₂Cr₂O₇ т.д.), то в электронных уравнениях надо брать сразу два атома. Цифру два ставят перед ионом или справа внизу (индекс) при записи молекулы.

Например: 2Н⁺¹ +2е = Н₂⁰ , О₂⁰ + 4е = 2О^-2 .

2.Метод полуреакций, или электрон­но-ионного баланса

Этот метод применяют для реакций, протекающих в растворах. В его основе лежит составление ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления (частные уравнения) и последующее суммирование их в общее уравнение.

1. При составлении полуреакций соблюдают правила написания ионных уравнений:

• формулы сильных электролитов записывают в виде ионов;

• оксиды, гидриды, газы, осадки, средние и слабые электролиты на ионы не расписывают;

• не вносят в схему ионы, не изменяющиеся в результате реакций.

1. При подборе стехиометрических коэффициентов уравнений ОВР этим методом необходимо учитывать кислотность среды, в которой протекает ОВР. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.

2. При подведении материального баланса по О и Н:

1. в кислой среде используем только Н⁺ и Н₂О (слева и справа);

(к окислителю добавить Н⁺, к восстановителю - Н₂О);

1. в щелочной среде только ОН^ и Н₂О (слева и справа);

(к окислителю добавить Н₂О, к восстановителю - ОН^);

1. в нейтральной среде слева только молекулы Н₂О, тогда справа могут образовываться либо Н⁺, либо ОН^.

(к окислителю добавить Н₂О, к восстановителю - Н₂О).

Особые случаи составления окислительно-восстановительных реакций

В некоторых ОВР одно и то же вещество может одновременно быть средой и окислителем, средой и восстановителем. Так при взаимодействии концентрированной серной и азотной кислот с металлами, кислоты выполняют функцию окислителя и среды. При взаимодействии хлороводородной кислоты с сильными окислителями (дихроматы, перманганаты и др.) кислота выполняет функцию восстановителя и среды.

В этих случаях найденные коэффициенты в схеме электронного баланса ставят в молекулярном уравнении только перед продуктом восстановления или окисления.

Окислительные свойства концентрированной серной кислоты

Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты отличаются: в разбавленной окислителем является ион Н⁺, в концентрированной  шестивалентная сера. Общие химические свойства H₂SO₄ определяются ионом Н⁺, особые свойства  наличием сульфат – иона SO₄^2. Вывод: концентрированная серная кислота – сильный окислитель.

Состав продуктов восстановления определяется, главным образом, активностью восстановителя и концентрацией кислоты: чем большей восстановительной способностью обладает вещество, тем сильнее изменяется степень окисления серы.

Н₂SO₄

S⁺⁴(SO₂) S⁺⁶ S^2(H₂S), S⁰ ;S⁺⁴(SO₂);

С неметаллами. С металлами (до Н)

S⁺⁴(SO₂)

С металлами после Н, кроме Au, Pt

H₂SO₄ (конц.) + Me = сульфат Ме + А + Н₂О

где А – продукт восстановления серной кислоты (H₂S, S, SO₂).

Металлы – Al, Fe,Cr – пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде (поэтому из этих металлов изготавливают цистерны для перевозки кислоты), однако при нагревании окисляются серной кислотой с образованием сульфатов этих металлов.

Примеры:

а). Серная кислота + щелочные металлы

H ₂S⁺⁶O₄ + K⁰ → K₂⁺¹SO₄ + S⁰↓ + H₂O

среда

окислитель

6 K⁰  1e → K⁺¹ (окисление)

восстановитель

1 S⁺⁶ +6e → S⁰ (восстановление)

Окислитель

4 H₂S⁺⁶O₄ + 6K⁰ = 3K₂⁺¹SO₄ + S⁰↓ + 4H₂O

среда

окислитель

Из четырех молекул серной кислоты 1 молекула выполняет функцию окислителя, а 3 молекулы выполняют функцию среды.

в). Серная кислота + тяжелые металлы и Fe при t

t

H ₂S⁺⁶O₄ + Fe⁰ → Fe₂⁺³ (SO₄)₃ + S⁺⁴ O₂↓ + H₂O

Cреда

Окислитель

2 Fe⁰  3e → Fe⁺³ ( окисление)

Восстановитель

3 S⁺⁶ + 2e → S⁺⁴ (восстановление)

Окислитель

6 H₂S⁺⁶O₄ + 2Fe⁰ = Fe₂⁺³ (SO₄)₃ + 3S⁺⁴ O₂↓ + 6H₂O

Среда

Окислитель

Из шести молекул серной кислоты 3 молекулы выполняют функцию окислителя и 3 молекулы выполняют функцию среды.

г). Серная кислота + неметаллы (C, P, S) при t

t

H₂S⁺⁶O₄ + C⁰ → S⁺⁴O₂ ↑ + C⁺⁴O₂ ↑ + H₂O

о кислитель

2 S⁺⁶ + 2e → S⁺⁴ (восстановление)

Окислитель

1 С⁰  4е → С⁺⁴ (окисление)

Восстановитель

2H₂S⁺⁶O₄ + C⁰ = 2S⁺⁴O₂ ↑ + C⁺⁴O₂ ↑ + 2H₂O

Окислитель

2 молекулы серной кислоты выполняют только функцию окислителя.

Окислительно – восстановительные реакции в органической химии

В окислительно-восстановительных реакциях органических веществ с неорганическими органические вещества чаще всего являются восстановителями. Так, при сгорании органического вещества в избытке кислорода, всегда образуется углекислый газ и вода. Сложнее протекают реакции при использовании менее активных окислителей.

Алкены

При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты). Реакция этилена с перманганатом калия в нейтральной или слабощелочной среде протекает согласно уравнению:

3C^2H₂ = C^2H₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 4H₂O → 3HOC^1H₂C^1H₂OH + 2Mn⁺⁴O₂ + 2KOH

3 2C^2  2e → 2C^1  окисление

восстановитель

2 Mn⁺⁷ + 3e → Mn⁺⁴  восстановление

Oкислитель

Заключение

Я считаю, что пособие поможет обучающимся разобраться с понятиями темы. Использование представленного логического подхода, способов и методов работы над понятием будет способствовать более глубокому и осознанному восприятию материала и успешному применению его при выполнении экзаменационных заданий экзаменов как в 9 так и в 11 классе.

Сегодня перед учителем стоит не совсем простая задача — создать условия для развития творческих способностей, развивать у обучающихся стремление к творческому восприятию знаний, учить их самостоятельно мыслить, полнее реализовывать их потребности, повышать мотивацию к изучению предметов, поощрять их индивидуальные склонности и дарования. Необходимо чтобы обучающиеся научились не только отвечать на вопросы, которые ставит перед ними учитель, но и самостоятельно формулировать их для себя в процессе изучения материала.

Глоссарий

1.Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными реакциями (овр)

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

2. Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций.

3. Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

4.Восстановитель- вещество, в состав которого входят атомы, отдающие во время химической реакции электроны.

5.Электронный баланс – метод, основанный на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах ре акции и на балансировании числа электронов, смещаемых от восстановителя к окислител

Литература

1. Артеменко А.И. Органическая химия [Текст]: учебник для Вузов. – Москва.; Высшая школа,1980.  210 c.  ISBN 5-09-003692-6

2. Егоров А.С. Химия [Текст]. Пособие-репетитор для поступающих в Вузы. – Ростов н/Д .; Феникс, 2001.  278 с.  ISBN 5-221-03785-8

3. Егоров А.С. Как сдать ЕГЭ по химии на 100 баллов. – Ростов н/Д .; Феникс, 2003. 278 с.  ISBN 5-222-03734-7

4. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии [Текст]: в 2-х томах. – Москва.; Экзамен, 2007.  370 с.  ISBN 5-472-02772-1

5. Ушкалова В.Н., Иоанидис Н.В. Химия [Текст] . Репетитор. Конкурсные задания и ответы. – Москва.; Просвещение, 2000.  210 с.  ISBN 5-09-008804-

6. Основы химии Интернет – учебник http://www.hemi.nsu.ru/index.htm

7. Решу ЕГЭ https://chem-ege.sdamgia.ru

8. Сетевое образовательное сообщество «Открытый класс http://www.openclass.ru/blogs/6335

9. ФИПИ. Открытый банк заданий. http://www.fipi.ru

Задание. Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и коэффициентом перед формулой восстановителя: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

 Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам: 

Задание. Установите соответствие между веществами, вступившими в реакцию, и продуктами их взаимодействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

 Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам: 

22