Изучение окислительно-восстановительных реакций в школьном курсе химии

1 2

---

ВВЕДЕНИЕ

Актуальность. Химия – фундаментальная наука, тесно связанная с материальным миром знакомство с химией как с наукой начинается со школьного урока. Именно на уроке впервые зарождается интерес к науке химии, именно на уроке ребята учатся писать первые химические формулы и уравнения реакций, именно на уроке начинают понимать химическую картину мира.

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление – один из важнейших процессов природы. С этими реакциями связана жизнь любого живого существа: процессы обмена веществ в организме, фотосинтез, гниение и брожение. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии металлов, электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и многие другие ценные химические вещества. Эти же реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую энергию в гальванических и топливных элементах. Таким образом, окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные [10].

При изучении школьного курса химии основной из задач учителя является формирование ключевых понятий (информационных, интеллектуальных, организационных, социальных, жизненных, предметных: обобщенно-теоретических и прикладных) у учащихся.

Если понятия не сформированы, то не могут быть усвоены ни законы, ни теории, поэтому данная проблема находится в центре внимания методистов и учителей [20].

В условиях сокращения отведенного времени на изучение химии в 8-9-х классах до 2-х часов в неделю, а в 10-11-х классах базового уровня до 1-го часа в

неделю остро возникает проблема осуществления качественного и эффективного обучения каждого ученика [11].

Изучение окислительно-восстановительных реакций вызывает у учащихся определенные трудности и это требует от педагогов поисков новых, нестандартных решений, оптимизации способов подачи материала [14].

В связи с выше изложенным возникает потребность во внедрении элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции» при изучении химии в 9-ом классе.

Объект исследования – процесс обучения химии в школе.

Предмет исследования – анализ изменения степени обученности учащихся 9-го класса знаниям, умениям и навыкам составления уравнений окислительно-восстановительных реакций в 9-ом в результате внедрения элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции» в процесс изучения химии.

Гипотеза исследования заключается в предположении, что внедрение элективного курса  по теме «Окислительно-восстановительные реакции» будет способствовать повышению уровня обученности учащихся 9-го класса знаниям, умениям и навыкам составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Цель исследования – изучение влияния внедрения элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции»  на степень обученности учащихся 9-го класса знаниям, умениям и навыкам составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Задачи исследования:

1. Изучение и анализ литературы по теме «Окислительно-восстановительные реакции» в школьном курсе химии;
2. Разработка элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции» для учащихся 9-го классов;
3. Проведение педагогического эксперимента по оценке уровня обученности учащихся 9-го класса знаниям, умениям и навыкам составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Для решения поставленных задач использовались такие методы исследования, как теоретический анализ литературных источников по проблеме исследования; тестирование; диагностика степени обученности по методике В.П. Симонова.

Новизна исследования состоит в авторской разработке элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции» для изучения в 9-ом классе.

Практическая значимость заключается в возможности использования учителями разработанного элективного курса по теме «Окислительно-восстановительные реакции» в процессе обучения химии в школе.

Апробация результатов исследования.  Апробация введения элективного курса «Окислительно-восстановительные реакции» в процесс обучения химии была проведена на базе МКОУ СОШ Аркинского сельского поселения Охотского района Хабаровского края среди учащихся 9-го класса во время прохождения производственной педагогической практики.

ГЛАВА 1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР ПО ТЕМЕ ИССЛЕДОВАНИЯ

 

1.1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями называются химические реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов реагирующих веществ [12].

Основные понятия и определения. Степенью окисления (СО) называется формальный заряд атома в веществе, рассчитанный, исходя из предположения, что все полярные связи имеют чисто ионный характер.

Абсолютное значение этой величины обычно трактуют как число электронов, смещенных или от данного атома к его партнеру по химической связи, или от партнера к данному атому. Например, при образовании ковалентной полярной связи H–Cl в молекуле хлороводорода обобществленная электронная пара смещена в сторону атома хлора, т.к. его электроотрицательность (3,16 по Полингу) больше, чем электроотрицательность водорода (2,20 по Полингу). Можно считать, что электрон, предоставленный в обобществленную пару атомом водорода, смещен от последнего в сторону атома хлора, или, что то же самое, к атому хлора смещен один электрон, первоначально принадлежавший атому водорода. Поэтому абсолютное значение СО обоих атомов в данном случае равно 1 [29].

Электроотрицательностью (ЭО) называют способность атома в веществе смещать к себе электроны от партнера по химической связи [15].

Знак степени окисления определяется соотношением величин электроотрицательностей данного атома и его партнеров по химическим связям в конкретном веществе. В случае бинарных соединений, т.е. образованных атомами двух элементов, атом с меньшим значением электроотрицательности приобретает положительную СО, а с большим – отрицательную. В нашем примере СО(H) = +1, а СО(Cl) = –1. Обозначают степень окисления в виде верхнего или правого верхнего индекса при химическом знаке элемента, причем вначале ставят знак, а затем цифру (заряды ионов наоборот): H⁺¹Cl^-1 или H⁺Cl^– (в этом тексте используется второй способ обозначения).

Не следует отождествлять степень окисления и реальный заряд, существующий на атоме в соединении. Так, величина эффективного заряда диполя H–Cl составляет всего 0,17 от элементарного (заряда электрона), а вовсе не 1. Степень окисления – формальный показатель, который, однако, содержит важную химическую информацию, характеризующую возможное поведение атома при различных взаимодействиях.

Правила определения степени окисления

1. В простых веществах степени окисления атомов равны нулю. Например: Сu⁰, S₈⁰, He⁰, O₂⁰, C⁰.
2. Атомы элементов главной подгруппы I группы, II и III групп периодической системы (кроме B и Tl) в соединениях имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы, взятому со знаком (+). Например, K⁺ОН, Ca⁺²O.
3. Степени окисления, равные номеру группы, взятому со знаком (+). Например, K⁺, Ca⁺²O.
4. Атомы водорода, обычно, имеют СО = +1, например: H₂⁺S, KOH⁺. В тех случаях, когда они связаны с атомами элементов главной подгруппы I группы, II и III групп, а также с B и Si степень окисления = –1, например, LiH^–, MgH₂^–.
5. Атомы кислорода в соединениях имеют степень окисления равную –2, например: CuO^-2, HNO₃^-2. Исключение составляют соединения со фтором, например, O⁺²F₂; пероксиды, например, H₂O₂^-1; надпероксиды, например, CsO₂^-1/2 и озониды, например, RbO₃^-1/3.
6. Атомы элементов главной подгруппы VII группы в соединениях имеют степень окисления равную –1. У атома фтора – всегда, а у остальных галогенов, кроме соединений с N, O, F и между собой. Например: Ca ⁺²F₂^–, Cl⁺⁵F₅^–.
7. Сумма степеней окисления всех атомов в формульной единице вещества равна нулю. Это правило обычно используют для определения неизвестной степени окисления. Например, определим степень окисления кислорода в выше приведенных надпероксиде цезия и озониде рубидия:

 

Cs⁺¹O₂^x, (+1)·1 + x·2 = 0, x = –1/2;

Rb⁺¹O₃^y, (+1)·1 + y·3 = 0, y = –1/3.

Как видно, степень окисления может быть дробной, что еще раз показывает формальный характер этой величины.

Сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна его электрическому заряду. Это правило также обычно используют для определения неизвестной степеней окисления.

Например, определим степень окисления фосфора в фосфинат-ионе PH₂O₂^–

(P^zH₂⁺O₂^-2)^–, z·1+ (+1)·2  + (–)·2 = –1, z = +1 [25].

Возможные степени окисления атомов. Для большинства химических элементов характерно наличие у их атомов нескольких возможных значений степеней окисления. Атомы практически всех элементов (кроме He, Ne и Ar) по современным представлениям обладают, как минимум, двумя возможными значениями степеней окисления (нулевой – в простых веществах и отличной от нуля – в сложных). В зависимости от того, в какой из возможных степеней окисления находится атом, его окислительно-восстановительные возможности резко изменяются [30].

Представим себе, что данный атом в соединении «отдал» все электроны, которые возможно «отдать» при его электронной конфигурации.  Напомним,  что в простейших случаях речь идет об электронах внешнего энергетического уровня, застройка которого у атома происходит «сверх» электронной конфигурации благородного газа, завершающего предыдущий период таблицы Менделеева. Например, атом углерода, электронная формула которого 1s²2s²2p², «отдал» четырем атомам хлора все четыре своих валентных электрона (ЭО(C) = 2.55; ЭО(Cl) = 3.16). С точки зрения теории ОВР это означает, что в соединении CCl₄ степень окисления углерода  равна +4. Нетрудно понять, что более глубокое окисление углерода не происходит, так как атому C⁺⁴ больше нечего «отдавать», он уже приобрел электронное строение гелия. Иначе говоря, существование степени окисления, большей чем +4, для атома углерода невозможно. Такую степень окисления называют высшей (ВСО) или максимальной. Очевидно, что в любой ОВР с участием CCl₄ атом углерода может только «присоединять» электроны, т.е. способен быть только окислителем. В общем виде это положение может быть сформулировано так: находясь в высшей степени окисления, атом способен только восстанавливаться, т.е. проявляет только окислительные свойства [22].

Теперь представим себе соединение, в котором данный атом «присоединил» все электроны, которые возможно «присоединить» при его электронной конфигурации. В простейших случаях речь идет об электронах, которых не хватает для завершения внешнего энергетического уровня атома, т.е. для того, чтобы атом приобрел электронное строение благородного газа  (октет электронов на внешнем уровне [дуэт на первом]),  завершающего данный период таблицы Менделеева. Применительно к атому углерода, которому до октета не хватает четырех электронов (8 – 4 = 4), таким соединением является, например, метан CH₄. В этой молекуле четыре атома H «отдают» атому углерода по одному электрону (ЭО(H) = 2.20; ЭО (C)  = 2.55). С точки зрения теории ОВР это означает, что в соединении CH₄ степень окисления атома углерода равна  –4. Более глубокое восстановление углерода не происходит, так как атом C^–4 больше не может «присоединить» ни один электрон, он уже приобрел электронное строение неона. Иначе говоря, существование степени окисления, меньшей чем минус 4, для атома углерода невозможно. Такую степень окисления называют низшей (НСО) или минимальной. Очевидно, что в любой ОВР с участием CH₄ атом углерода может только «отдавать» электроны, т.е. способен быть только восстановителем. В общем виде это положение может быть сформулировано так: находясь в низшей степени окисления, атом способен только окисляться, т.е. проявляет только восстановительные свойства.

А теперь представим себе такое соединение, в котором атом углерода находится в степени окисления, большей чем –4, но меньшей чем +4, например, формальдегид C⁰H₂⁺O^-2. Такую степень окисления называют промежуточной. В этом случае возможно как «присоединение» электронов атомом углерода, так и их «отдача» в ходе ОВР. В общем виде это положение может быть сформулировано так: находясь в промежуточной степени окисления, атом способен и восстанавливаться, и окисляться, т.е. может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. (Конкретное проявление свойств зависит от партнера по реакции). Говорят, что такие атомы обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

Высшая степень окисления, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент. Исключения – f-элементы.

Низшая степень окисления для s- и d-элементов, a также для p-элементов IIIA гpуппы, как правило, pавна нулю, а для остальных p-элементов может быть найдена по фоpмуле: НСО = (№ гpуппы – 8). Исключения – f-элементы [16].

Понятие окислительно-восстановительные реакции. Окисление и восстановление. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительными называются химические реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов. Физически такое изменение соответствует перемещению электронов от одних атомов к другим. При этом происходит перестройка электронных конфигураций и химических связей таким образом, что изменяется число электронов, принадлежащих данному атому. Окислительно-восстановительная реакция – единая реакция, которая может быть условно разбита на две полуреакции: окисление и восстановление.

Окисление – это процесс повышения степени окисления атома (говорят, что атом при окислении «отдает» электроны).

Восстановление – это процесс понижения степени окисления атома (говорят, что атом при восстановлении «присоединяет» электроны). Отметим, что степень окисления повышается на число «отданных» электронов и понижается на число «присоединенных». Полуреакции условно изображают с помощью электронных уравнений.

Например, реакции образования сульфида бария из простых веществ [28]:

Ba⁰ + S⁰ = Ba⁺²S^-2

соответствуют электронные уравнения полуреакций следующего вида:

Ba⁰ – 2e =  Ba⁺² – окисление;

S⁰ + 2e =  S^-2 – восстановление;

а реакции взаимодействия углекислого  газа с раскаленным углем:

C ⁺⁴O2^-2 + C⁰ = 2C ⁺²O^-2

соответствуют электронные уравнения полуреакций следующего вида:

C⁰ – 2e = C⁺² – окисление;

C⁺⁴ + 2e = C⁺²  – восстановление.

 

Запись « – 2e » обозначает «отдачу» двух электронов, а « + 2e » «присоединение». Вещество, в составе которого имеются атомы, повышающие свою степень окисления («отдающие» электроны), называется восстановителем. Сами атомы тоже называют восстановителями. В наших примерах – это металлический барий и атомы бария в нулевой степени окисления Ba⁰, уголь и атомы углерода в нулевой степени окисления C⁰.

Вещество, в составе которого имеются атомы, понижающие свою степень окисления («присоединяющие» электроны), называется окислителем. Сами атомы тоже называют окислителями. В наших примерах это элементарная сера S и атомы серы в нулевой степени окисления S⁰, углекислый газ CO₂ и атомы углерода в степени окисления +4 – C⁺⁴.

В ходе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается. Также можно сказать, что восстановитель окисляется окислителем, а окислитель восстанавливается восстановителем. Обе эти формулировки означают, что в процессе ОВР происходит перемещение электронов от атомов-восстановителей к атомам-окислителям. Подчеркнем еще раз, что деление единой реакции на полуреакции носит условный характер, оно помогает понять сущность процесса. Окисление невозможно без восстановления, а восстановление – без окисления [17].

Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус атома. Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Радиус атома – важная характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.

 

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону [25].

Смещение электронной плотности при взаимодействии атомов. Вследствие различия в электроотрицательности атомов и благодаря динамичности электронного облака происходит  перестройка электронной плотности в молекуле, которая преобразует все ее параметры с тем, чтобы обеспечить максимальную термодинамическую стабильность. Электронные смещения различным образом передаются по σ-связям и сопряженнным π-связям и подразделяются на два эффекта: индуктивный и мезомерный (или эффект сопряжения).

Индуктивный (индукционный) эффект (I) – это смещение электронной плотности вдоль σ–связи от одного атома к другому вследствие разной электроотрицательности. При этом происходит поляризация связи.

Наличие в молекуле полярной σ-связи вызывает поляризацию ближайших двух-трех σ–связей и ведет к возникновению частичных зарядов δ+ (дельта плюс) или δ– (дельта минус) на соседних атомах.

Направление смещения электронной плотности всех σ-связей обозначается прямыми стрелками (по линии связи) и символами частичных зарядов.

Из-за слабой поляризуемости σ-связей I-эффект быстро затухает с удалением от заместителя и через 3-4 связи становится практически равным нулю.

Атомы и группы атомов, электроотрицательность которых больше электроотрицательности атома углерода, в связах с ним оттягивают на себя электроны связи и обладают отрицательным индуктивным эффектом –I (электроноакцепторы). При этом заместитель приобретает частичный отрицательный заряд (δ-), а атом углерода – частичный положительный заряд (δ+).

Атомы и группы томов с меньшей электротрицательностью отталкивают от себя электроны в связях с углеродом и обладают положительным индуктивным эффектом +I (электронодоноры). При этом заместитель приобретает частичный положительный заряд (δ+), а атом углерода частичный отрицательный заряд (δ–).

Заместители, вызывающие отрицательный индуктивный эффект:

–NO₂, ­–CN, ­–COOH, ­–F, –Cl, ­–Br, –I, –COOR, ­ –COR, –OR, ­–OH, –NH₂.

Заместители, вызывающие положительный индуктивный эффект:

–CR₃, ­–CHR₂, ­–CH₂R, ­ –CH₃.

Мезомерный эффект (М) – это поляризующее влияние атомов или группы атомов, проявляющееся в смещении электронов π-­связей или неподеленных электронных пар  отдельных атомов (О, S, N) в сторону атомов с недостроенной до октета электронной оболочкой. В результате на противоположных концах системы появляются одинаковые по величине, но разные по знаку заряды.

Мезомерный эффект (эффект сопряжения) характерен для соединений с сопряженными связями, в которых простые связи чередуются с кратными связями или (и) с атомами, имеющими неподеленные электронные пары (О, S, N).

Мезомерный эффект проявляется лишь в том случае, когда заместитель включен в сопряженную систему молекулы.

Благодаря подвижности π-электронов мезомерный эффект передаётся по системе сопряжённых связей без эффекта затухания.

Направление смещения электронной плотности под влиянием М-эффекта обозначается изогнутыми стрелками.

Положительным М-эффектом обладают заместители, которые смещают электронную плотность по системе сопряжения от себя (повышают электронную плотность в сопряженной системе). К ним относятся группы, которые содержат атомы с неподеленной парой электронов, способные к передаче этой пары электронов в общую систему сопряжения.

Заместители, вызывающие положительный мезомерный эффект (электронодоноры): ­–NH₂, ­–OH.

Отрицательный М-эффект проявляют заместители с электроотрицательными атомами и смещающие электронную плотность на себя (понижают электронную плотность в сопряженной системе).

Заместители, вызывающие отрицательный мезомерный эффект (электроноакцепторы): –СН=О, –NO₂, ­–COOH. Эти группы имеют неподеленные электронные пары, но пространственное расположение орбиталей с этими электронами не позволяет им вступать в систему сопряжения. Поэтому, в этом случае, заместитель оттягивает электроны из общей системы сопряжения за счет своей более высокой электроотрицательности [25].

Классификация окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа:

межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования и реакции конпропорционирования [17].

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты процессов окисления и восстановления.

2Al⁰ + Fe⁺³₂O₃ → Al⁺³₂O₃ + 2Fe⁰,

C⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц) = C⁺⁴O₂↑ + 4N⁺⁴O₂↑ + 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – реакции, когда разные элементы из одного реагента превращаются в разные продукты.

 

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ → N₂⁰↑ + Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O,

 

2 NaN⁺⁵O^-2₃ → 2 NaN⁺³O₂ + O⁰₂↑.

 

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – в таких реакциях окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного из реагентов, переходящий при этом в разные продукты реакции.

 

3Br₂⁰ + 6KOH → 5KBr^– + KBr⁺O + 3H₂O.

Реакции репропорционирования (конпропорционирования) – реакции, в которых окислитель и восстановитель является одним и тем же элементом, переходящим в один продукт из разных реагентов. Реакция обратная диспропорционированию:

2H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ = 3S⁰ + 2H₂O.

1.2 МЕТОДЫ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

 

Метод электронного баланса. Расставить коэффициенты в уравнениях многих ОВР можно с помощью метода электронного баланса. Он основан на том, что общее число электронов, «отдаваемых» восстановителем и «принимаемых» окислителем в одной и той же реакции должно быть одинаковым. Метод электронного баланса рассматривает, как правило, не реально существующие

частицы, а условные ионы, т.е. атомы, взятые в данной степени окисления. Поэтому он, с одной стороны, носит формальный характер, а, с другой, может применяться для различных ОВР. При этом рекомендуется определенная последовательность действий. Рассмотрим ее на примере ОВР, схема которой:

 

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

 

Для заданной схемы реакции находим, какое вещество является восстановителем, а какое – окислителем. С этой целью необходимо определить

Степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции:

 

Na₂⁺ S⁺⁴O₃^–2 + K₂⁺Cr₂⁺⁶O₇^–2 + H₂⁺S⁺⁶O₄^–2 → Na₂⁺S⁺⁶O₄^–2 + Cr₂⁺³(S⁺⁶O₄^–2)₃ +

+ K₂⁺S⁺⁶O₄^–2 + H₂⁺O^–2.

Видно, что Na₂SO₃ является восстановителем за счет атома серы, степень окисления которого повышается с +4 до +6, а K₂Cr₂O₇ – окислителем за счет атомов хрома, понижающих степень окисления с +6 до +3.

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶

Cr⁺⁶ + 3e = Cr⁺³.

 

Число электронов в этих уравнениях и знаки перед ними, т.е. «+» или «–» определяются из закона сохранения заряда (заряд электрона равен –1):

 

(+4) – x = (+6) => x = –2;

(+6) – y = (+3) => y = +3.

 

Находим наименьшее общее кратное (НОК) для чисел «отданных» и «присоединенных» электронов и с его помощью определяем множители для

обоих электронных уравнений: для 2 и 6 равно 6. Множитель для первого уравнения 6 : 2 = 3; множитель для второго уравнения 6 : 6 = 1. Обычно это записывают так:

Восстановитель S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶      2    3 Окисление

НОК = 6

Окислитель    2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³   6    1 Восстановление.

Схему подобного типа называют схемой электронного баланса или просто электронным балансом.

Составляем сумманое уравнение электронного баланса с учетом закона сохранения массы (число атомов каждого элемента слева и справа от знака равенства должно быть одинаково). Коэффициенты в этом уравнении – это множители, полученные в п.3, а электроны должны сократиться:

3S⁺⁴ + 2Cr⁺⁶ = 3S⁺⁶ + 2Cr⁺³.

Подставляем коэффициенты в уравнение реакции к формулам восстановителя, окислителя, продуктов окисления и восстановления, перенося туда коэффициенты из суммарного уравнения электронного баланса, деленные на индексы при атомах-восстановителях:

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Подбираем остальные коэффициенты в следующем порядке:

– перед формулами соединений содержащих атомы металлов (в нашем случае 1 перед K₂SO₄ и 3 перед Na₂SO₄);

– перед формулой вещества, создающего кислую или щелочную среду в растворе (в нашем случае перед формулой H₂SO₄ необходим коэффициент 4, так как на связывание образующихся в реакции катионов хрома(III), калия и натрия идет 4 молекул кислоты);

– перед формулой воды (в нашем случае все атомы водорода из H₂SO₄ перешли в H₂O, а индексы при атомах водорода в обеих молекулах совпадают, следовательно коэффициент перед формулой воды равен 4).

Проверяем правильность расстановки коэффициентов, подсчитав суммарное число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Чаще всего ограничиваются подсчетом числа атомов кислорода в исходных веществах и продуктах.

Окончательный вид уравнения:

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O.

Рассмотрим еще один пример [24].

Схема реакции:

FeS₂ + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂.

Определяем степени окисления атомов во всех участниках реакции:

Fe+2S₂^–+ O₂⁰ → Fe₂⁺³ O₃^-2 + S⁺⁴O₂^–2.

Находим восстановитель и окислитель. Видно, что FeS₂ является восстановителем за счет атомов обоих элементов, входящих в его состав. При этом атом железа повышает свою степень окисления от +2 до +3, а атомы серы – от –1 до +4.

Окислителем является O₂ за счет атомов кислорода, понижающих свою степень окисления  от 0 до –2.

Составляем элктронные уравнения процессов окисления и восстановления:

 

Fe⁺² – e = Fe⁺³

S^–1 – 5e = S⁺⁴

O⁰ + 2e = O^–2.

Составляем схему электронного баланса. При этом, поскольку атомы-восстановители здесь являются атомами различных элементов, но входят в состав одного вещества, то необходимо, чтобы в схему вошло суммарное электронное уравнение окисления формульной единицы FeS₂ как единого целого.

Схема электронного баланса:

Восстановитель Fe⁺² – 1e = Fe⁺³                        4   Окисление

Восстановитель 2S₂^–1 – 10e = 2S⁺⁴         – 11е       НОК = 44

Окислитель        O⁰ + 2e = O^–2             + 4е        11 Восстановление.

Суммарное уравнение электронного баланса:

2Fe⁺²S₂^–1 + 11O⁰ = 2Fe⁺³ + 4S⁺⁴ + 11O^–2.

Поставим коэффициенты в уравнение реакции перед формулами восстановителя (2), окислителя (11 : 2 = 5.5; 2 – индекс в молекуле кислорода при атоме-окислителе), продуктов окисления (2 : 2 = 1; 2 – индекс в формуле продукта окисления Fe⁺² при атоме-продукте окисления; 4 : 1 = 4; 1 – индекс в молекуле продукта окисления S^-1 при атоме – продукте окисления) и восстановления (т.к. атомы O^–2 входят в состав обоих продуктов окисления, то коэффициенты, относящиеся к кислороду, получаются автоматически из предыдущего):

2FeS₂ + 5.5O₂ = Fe₂O₃ + 4SO₂.

Поскольку коэффициенты в обычных уравнениях должны быть натуральными, то необходимо левую и правую части умножить на 2.

Окончательный вид уравения:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Ионно-электронный метод применяется для ОВР, протекающих в водных растворах с участием электролитов. Он основан на составлении ионно-молекулярных уравнений с участием электронов для процессов окисления и восстановления с последующим их суммированием в общее ионно-молекулярное уравнение. Как и в методе электронного баланса, общее число электронов, «отдаваемых» восстановителем и «принимаемых» окислителем в одной и той же реакции должно быть одинаковым. Метод полуреакций рассматривает реальные частицы, существующие в растворе, поэтому он не столь формален, как предыдущий, но зато он неприменим для газофазных ОВР и реакций, протекающих на границе раздела между твердыми и газообразным веществами. Отметим также, что определение коэффициентов с помощью ионно-электронного метода не нуждается в понятии степень окисления [31].

Влияние среды на характер окислительно-восстановительных реакций

В зависимости от рН среды меняется характер протекания окислительно-восстановительного процесса между одними и теми же регентами. Например, взаимодействие восстановителя сульфита натрия (Na₂SO₃) с окислителем перманганатом калия (KMnO₄) в кислой (рН < 7), нейтральной (pH = 7) и щелочной (pH >7 ) среде приводит к образованию различных продуктов:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O (pH <7);

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O →3 Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH (pH =7);

2Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + KOH → Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O (pH >7).

Получение различных продуктов объясняется различным поляризующим действием протона Н⁺, полярных молекул воды и гидроксид-аниона ОН^–. Максимальное поляризующее действие оказывает протон: внедряясь в анион MnO₄^– ослабляет связь между марганцем и кислородом, усиливая действие восстановителя, при этом степень окисления марганца изменяется в большей степени от +7 до +2.

Поляризующее влияние диполей воды слабее, чем у протона, а гидроксид-анионы, имея большой радиус иона и малый заряд, практически не оказывают поляризующего действия [23].

Последовательность действий согласно методу полуреакций рассмотрим на примере приведенной ОВР:

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O + Na₂SO₄.

Составляем полную, а затем краткую ионно-молекулярные схемы реакции (без каких бы то ни было коэффициентов). Напомним, что в диссоциированной форме, т.е. в виде формул ионов, в этих уравнениях записываются только формулы сильных электролитов, которые хорошо растворимы в воде. Формулы неэлектролитов, слабых электролитов и малорастворимых веществ в этих уравнениях записываются в недиссоциированной форме.

Полная схема:

Na⁺ + SO₃^2– + K⁺ + Cr₂O₇^2– + H⁺ + SO₄^2– → Na⁺ + Cr³⁺ + SO₄^2– + K⁺ + H₂O.

Краткая схема:

SO₃^2– + Cr₂O₇^2– + H⁺ → Cr³⁺ + SO₄^2–  + H₂O.

Составим ионно-электронные уравнения (уравнения полуреакций) процессов окисления и восстановления. Учтем, что в кислой среде во взаимодействие с частицами-восстановителями и окислителями могут вступать ионы H⁺ и молекулы H₂O, в нейтральной – только молекулы H₂O, а в щелочной – ионы OH^– и молекулы H₂O. В нашем примере среда кислая, т.к. реакция протекает в растворе серной кислоты. Последовательность написания уравнений полуреакций:

SO₃^2– + Н₂О – 2е → SO₄^2– + 2Н⁺;

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 6е → 2Cr³⁺ + 7H₂O.

Находим наименьшее общее кратное (НОК) для чисел «отданных» и «присоединенных» электронов и с его помощью рассчитываем множители для обоих ионно-электронных уравнений: НОК для 2 и 6 равно 6; множитель для первого уравнения 6 : 2 = 3; множитель для второго уравнения 6 : 6 = 1.

Восстановитель  SO₃^2– + Н₂О – 2е → SO₄^2– + 2Н⁺   2  3  Окисление        НОК = 6

Окислитель Cr₂O₇^2– + 14H⁺  + 6е = 2Cr³⁺  + 7H₂O   6  1   Восстановление.

Схему подобного типа называют схемой баланса полуреакций или ионно- электронным балансом.

Составляем краткое ионное уравнение ОВР с учетом закона сохранения массы (число атомов каждого элемента слева и справа от знака равенства должно быть одинаково). Для этого умножаем уравнения полуреакций на множители, рассчитанные в п.3., и складываем полученные уравнения между собой (электроны должны сократиться):

3SO₃^2– + 3Н₂О + Cr₂O₇^2– + 14H⁺ = 3SO₄^2– + 6Н⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O.

Составляем молекулярное уравнение ОВР. Для этого в левой части ионно-молекулярного уравнения к каждой формуле аниона добавляем соответствующие формулы катионов, и наоборот. Число противоионов при этом должно быть таким, чтобы нейтрализовать заряд всех ионов левой части. Затем те же формулы противоионов в таком же количестве добавляем к правой части.

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O.

Видно, что независимо от применяемого метода коэффициенты в уравнении реакции получаются одни и те же [19].

ГЛАВА 2. ЭЛЕКТИВНЫЙ КУРС «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

2.1 ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Элективный курс по выбору для учащихся 9-х классов посвящен окислительно-восстановительным реакциям и носит предметно-ориентированный характер, рассчитан на 8 часов. Проведение  курса рекомендуется  в первом учебном полугодии 9-го класса. Данный курс составлен на основе авторской программы С.В. Павленко [8].

Актуальность. Тема «Окислительно-восстановительные реакции» традиционно важна, и в то же время ее изучение вызывает у учащихся определенные трудности и требуют углубления и систематизации. Элективный курс «Окислительно-восстановительные реакции» позволит не только  ликвидировать пробелы в знаниях обучающихся, но и расширить и углубить систему знаний об окислительно-восстановительных реакциях [27].

Исходными документами для составления примера рабочей программы явились:

1. Закон РФ «Об образовании» [1];
2. Приказ Минобразования РФ от 05.03.2004 г. № 1089 «Об утверждении федерального компонента государственных образовательных стандартов начального общего, основного общего, и среднего (полного) общего образования» [2];
3. Письмо Минобразования РФ от 20.02.2004г. №03-51-10/14-03 «О введении федерального компонента государственных образовательных стандартов начального общего, основного общего и среднего (полного) общего образования» [3];
4. Приказ Минобразования РФ от 09.03.2004 г. № 1312 «Об утверждении федерального базисного учебного плана и примерных учебных планов для общеобразовательных учреждений РФ, реализующих программы общего образования» [4];

5. Федеральный компонент государственного стандарта общего образования, утвержденный приказом Минобразования РФ №1089 от 09.03.2004 [5];
6. Федеральный базисный учебный план для основного общего образования, утвержденный приказом Минобразования РФ №1312 от 05.03. 2004 [6];
7. Учебный план МКОУ СОШ Аркинского сельского поселения Охотского района Хабаровского края на 2020-2021 учебный год [7].

Цель курса – систематизировать и углубить знания учащихся о сущности окислительно-восстановительных реакций, их роли в природе и практическом применении.

Задачи курса

1. Углубить знания учащихся о методах расстановки коэффициентов и влиянии среды на течение ОВР.
2. Расширить знания учащихся о распространении ОВР в природе и практической деятельности человека.
3. Развивать у учащихся общеучебные умения и навыки (наблюдения, планирования, обобщения, анализа, синтеза), творческие способности.
4. Научить решению задач с использованием ОВР.

По окончании курса учащиеся должны:

Знать:

1. Понятия степеней окисления и валентности атомов в соединениях.
2. Отличия окислительно-восстановительных реакций от реакций обменного типа.
3. Классификацию окислительно-восстановительных реакций.
4. Важнейшие окислители и восстановители.
5. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Уметь:

1. Составлять окислительно-восстановительные уравнения реакций методом электронного баланса и методом ионно-электронного баланса. Определять продукты реакций с учетом влияния среды.
2. Самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться учебником и дополнительной литературой, пользоваться приемами сравнения, обобщения, делать выводы, грамотно оформлять отчеты и творческие задания.

Программа курса построена по следующей схеме:

– теоретические основы по разделу;

– отработка упражнений по разделу;

– контроль знаний и умений.

Методические рекомендации

Основные формы проведения занятий – лекция, семинар, тестирование. Вводное занятие предусматривает анкетирование с целью выявления причин выбора данного курса, а также вводную лекцию о сущности окислительно-восстановительных реакций, их роли в природе и практическое значение, о важнейших окислителях и восстановителях, о влиянии среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.

Семинарские занятия носят повторительно-обобщающий характер и выступают в виде итогового контроля по отдельным темам курса. Промежуточный контроль проводится в форме тестирования.

Использование различных методов обучения: репродуктивный, частично-поисковый, творческий – позволяет оптимизировать учебный процесс и стимулировать дальнейшую исследовательскую деятельность учащихся [8].

---

1 2