Химия 9 класс — занятие 4

Маршрут занятия

Урок 1

0–10 мин.

Мини-диагностика: тип реакции и коэффициенты.

10–15 мин.

Проверка подготовки: степени окисления.

15–30 мин.

Правила и алгоритм определения степени окисления.

30–40 мин.

Встроенный тренажёр.

Урок 2

0–12 мин.

ОВР: окисление и восстановление, окислитель и восстановитель.

12–27 мин.

Метод электронного баланса: алгоритм и разобранные примеры.

27–38 мин.

Внешний итоговый тренажёр.

38–40 мин.

Итог и домашняя работа.

Мини-диагностика

Тип реакции и коэффициенты

В течение 10 минут выполните отдельную мини-диагностику: 12 заданий на трёх экранах по материалу занятия 3 и домашней работе.

Открыть мини-диагностику

Проверка подготовки

К этому занятию нужно было определить степени окисления элементов в шести веществах: H₂, O₂, H₂O, HCl, FeCl₂ и KMnO₄.

Сначала сверьте ответы с таблицей. Затем найдите вещество, в котором вы ошиблись, и попробуйте понять причину ошибки.

Часто ошибку вызывает не незнание правил, а забытый индекс. Например, в KMnO₄ четыре атома кислорода, а не один.

Показать ответы

Вещество	Степени окисления	Как получен ответ
H₂	H⁰	Простое вещество: атомы одинаковые, электронная пара не смещается.
O₂	O⁰	Тоже простое вещество.
H₂O	H⁺¹, O⁻²	2·(+1) + (−2) = 0.
HCl	H⁺¹, Cl⁻¹	Хлор более электроотрицателен, чем водород: +1 + (−1) = 0.
FeCl₂	Fe⁺², Cl⁻¹	x + 2·(−1) = 0, x = +2.
KMnO₄	K⁺¹, Mn⁺⁷, O⁻²	+1 + x + 4·(−2) = 0, x = +7. Это высшая степень окисления марганца.

1. Степень окисления

Зачем нужно это понятие

Во многих химических реакциях электроны переходят от одних атомов к другим. Сами электроны в уравнении реакции не видны.

Чтобы следить за их перемещением, химики приписывают каждому атому в веществе число — степень окисления. Если в ходе реакции это число у атома изменилось, значит, атом отдал или принял электроны.

Откуда берётся степень окисления

Рассмотрим молекулу хлороводорода HCl. Атомы водорода и хлора связаны общей электронной парой. Хлор притягивает электроны сильнее, чем водород: его электроотрицательность больше. Поэтому общая пара смещена к хлору.

Представим, что пара сместилась к хлору полностью. Тогда хлор получил бы один «лишний» электрон и заряд −1, а водород потерял бы электрон и приобрёл заряд +1. Эти воображаемые заряды и есть степени окисления: H⁺¹Cl⁻¹.

На самом деле электронная пара смещена лишь частично, поэтому настоящие заряды атомов в молекуле HCl меньше. Именно поэтому степень окисления называют условным зарядом.

В молекуле HCl общая пара электронов смещена к хлору частично. Для степени окисления считают, что она перешла к хлору целиком.

Определение. Степень окисления — это условный заряд атома в веществе. Его вычисляют, предполагая, что все общие электронные пары полностью смещены к более электроотрицательным атомам, то есть что вещество состоит из ионов.

Ионные соединения

В ионных соединениях, например в NaCl, электрон действительно перешёл от натрия к хлору. Там степени окисления совпадают с зарядами ионов: Na⁺¹Cl⁻¹.

Как записывать

Степень окисления пишут над символом элемента: сначала знак, потом число — Fe⁺³, O⁻².

Заряд иона пишут наоборот: сначала число, потом знак — Fe³⁺, O²⁻.

Нулевую степень окисления тоже указывают: Fe⁰.

Правила определения степени окисления

Каждое правило следует из определения. Поэтому его полезно не только запомнить, но и понимать.

В простом веществе степень окисления атомов равна нулю: Na⁰, O₂⁰, Cl₂⁰, S⁰. Если атомы одинаковые, электронная пара ни к одному из них не смещается.
Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Молекула в целом не заряжена. В сложном ионе сумма равна заряду иона: в SO₄²⁻ она равна −2.
Кислород в соединениях обычно имеет степень окисления −2. Кислород уступает по электроотрицательности только фтору. До завершения внешнего уровня ему не хватает двух электронов. Исключения — пероксиды, например H₂O₂, где у кислорода −1, и фторид кислорода OF₂, где у кислорода +2.

Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1 (H₂O, NH₃, HCl). В соединениях с активными металлами — гидридах NaH, CaH₂ — водород более электроотрицателен, чем металл, и его степень окисления −1.
Металлы в соединениях имеют только положительные степени окисления. Атомы металлов удерживают внешние электроны слабо и отдают их. Постоянные значения: у металлов IA группы +1, у металлов IIA группы +2, у алюминия +3.
Высшая степень окисления элемента главной подгруппы обычно равна номеру группы. Столько у атома валентных электронов. Низшая степень окисления неметалла равна номеру группы минус 8. Столько электронов не хватает атому до восьми на внешнем уровне. Например, у серы (VI группа) высшая степень окисления +6, низшая −2.

Как найти неизвестную степень окисления

Обычно в формуле есть атомы с известной степенью окисления — водород, кислород, металлы IA и IIA групп. Степень окисления оставшегося элемента находят из условия: сумма равна нулю. Порядок действий такой:

Над атомами с известной степенью окисления запишите её значение.
Неизвестную степень окисления обозначьте буквой x.
Умножьте каждую степень окисления на индекс, то есть на число атомов этого элемента, и сложите.
Приравняйте сумму к нулю (для иона — к его заряду) и решите уравнение.
Проверьте ответ: он не должен превышать номер группы элемента.

Частая ошибка — забыть индекс. Если в K₂Cr₂O₇ записать просто x вместо 2x, получится x = +12. Такой степени окисления у хрома быть не может: он находится в VI группе. Поэтому последний шаг алгоритма — проверка по номеру группы — помогает поймать ошибку.

Пример 1. Сера в H₂SO₄

Два атома водорода дают +2, четыре атома кислорода дают −8. Сера компенсирует разницу:

2·(+1) + x + 4·(−2) = 0 → x = +6

Сера находится в VI группе, +6 — её высшая степень окисления. Ответ правдоподобен.

Пример 2. Хром в K₂Cr₂O₇

Атомов хрома два, поэтому неизвестную умножаем на 2:

2·(+1) + 2x + 7·(−2) = 0 → 2x = +12 → x = +6

Пример 3. Азот в NH₃

x + 3·(+1) = 0 → x = −3

Азот находится в V группе, его низшая степень окисления 5 − 8 = −3.

Пример 4. Сера в ионе SO₄²⁻

Это ион, поэтому сумма равна его заряду:

x + 4·(−2) = −2 → x = +6

Тренажёр: степени окисления

Определите степень окисления указанного элемента. Решайте в тетради по алгоритму, а затем выберите ответ. После проверки исправьте ошибки и проверьте ещё раз.

1. P в P₂O₅

2. N в HNO₃

3. C в CH₄

4. S в Na₂S

5. Fe в Fe₂O₃

6. Cl в KClO₃

7. O в O₃

8. S в Na₂SO₃

2. Окислительно-восстановительные реакции

Сравним две реакции

Расставим степени окисления в двух реакциях с участием соляной кислоты (справа).

В первой реакции степени окисления двух элементов изменились. У цинка она выросла с 0 до +2, у водорода уменьшилась с +1 до 0. Каждый атом цинка отдал два электрона, а два иона водорода приняли по одному электрону.

Во второй реакции ни одна степень окисления не изменилась. Электроны от атома к атому не переходили, вещества лишь обменялись ионами.

Цинк в соляной кислоте: на поверхности гранул выделяются пузырьки водорода. Это внешний признак окислительно-восстановительной реакции Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂.

Реакция 1: цинк и кислота

Zn⁰ + 2H⁺¹Cl⁻¹ → Zn⁺²Cl₂⁻¹ + H₂⁰

Степени окисления Zn и H изменились.

Реакция 2: щёлочь и кислота

Na⁺¹O⁻²H⁺¹ + H⁺¹Cl⁻¹ → Na⁺¹Cl⁻¹ + H₂⁺¹O⁻²

Ни одна степень окисления не изменилась.

Определение. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в ходе которых изменяются степени окисления атомов. Причина изменения — переход электронов от одних атомов к другим.

Окисление и восстановление

Электрон заряжен отрицательно. Если атом отдаёт электроны, отрицательного заряда у него становится меньше, и степень окисления растёт. Если атом принимает электроны, степень окисления уменьшается. Эти два процесса имеют названия.

Записи вида Zn⁰ − 2e⁻ → Zn⁺² называют электронными уравнениями. В них, как и в обычном уравнении, должен сохраняться заряд. Проверим: слева заряд 0, справа +2 и два электрона с суммарным зарядом −2. Итого 0 = +2 − 2, запись верна.

Атом цинка отдаёт два электрона. Два иона водорода принимают по одному электрону и образуют молекулу H₂.

Окислитель и восстановитель

Вещество, атомы которого отдают электроны, называют восстановителем. Вещество, атомы которого принимают электроны, называют окислителем. В реакции цинка с соляной кислотой восстановитель — цинк, окислитель — кислота, точнее ионы водорода H⁺¹.

Названия кажутся перевёрнутыми, но в них есть логика. Окислитель забирает электроны у другого вещества, то есть окисляет его. Сам он при этом получает электроны и восстанавливается. С восстановителем всё наоборот: он восстанавливает другое вещество, а сам окисляется.

Отдав электроны, атом сдвигается по шкале вправо, приняв — влево. На сколько делений сдвинулся атом, столько электронов он отдал или принял.

Понятие	Что происходит с электронами	Степень окисления	В реакции Zn + 2HCl
Окисление	процесс отдачи электронов	повышается	Zn⁰ − 2e⁻ → Zn⁺²
Восстановление	процесс присоединения электронов	понижается	2H⁺¹ + 2e⁻ → H₂⁰
Восстановитель	отдаёт электроны и сам окисляется	повышается	Zn
Окислитель	принимает электроны и сам восстанавливается	понижается	HCl (H⁺¹)

Окисление и восстановление идут одновременно

Электроны не появляются из ниоткуда и не исчезают. Если один атом отдал электроны, их обязательно принял другой атом.

Поэтому окисление всегда сопровождается восстановлением, а в каждой ОВР есть и окислитель, и восстановитель.

Это хорошо видно на опыте. Опустим железный гвоздь в синий раствор сульфата меди(II). Через несколько минут гвоздь покроется красноватым налётом меди. Атомы железа отдают электроны и переходят в раствор, а ионы меди принимают эти электроны и оседают на гвозде:

Fe⁰ + Cu⁺²SO₄ → Fe⁺²SO₄ + Cu⁰

Окисление железа и восстановление меди происходят одновременно и в одном месте — на поверхности гвоздя.

Как быстро узнать ОВР по типу реакции

Реакции замещения всегда являются ОВР. В них простое вещество (степень окисления 0) превращается в сложное, а элемент из сложного вещества выделяется в виде простого. Степени окисления обязательно меняются.
Реакции обмена не являются ОВР. Вещества обмениваются ионами, заряды ионов при этом сохраняются.
Реакции соединения и разложения могут быть и теми, и другими. Если в реакции участвует или образуется простое вещество, это ОВР: 2Mg + O₂ → 2MgO. Если все вещества сложные, степени окисления часто не меняются: CaO + CO₂ → CaCO₃.

Какие вещества бывают окислителями и восстановителями

Роль атома в ОВР можно предсказать по его степени окисления.

Если степень окисления высшая (S⁺⁶ в H₂SO₄, N⁺⁵ в HNO₃, Mn⁺⁷ в KMnO₄), атом уже не может отдать электроны. Он может только принимать их и поэтому проявляет свойства только окислителя.
Если степень окисления низшая (S⁻² в H₂S, N⁻³ в NH₃, Cl⁻¹ в HCl), атом больше не может принимать электроны. Он проявляет свойства только восстановителя.
Если степень окисления промежуточная (S⁺⁴ в SO₂, S⁰ в сере), атом может быть и окислителем, и восстановителем — в зависимости от партнёра по реакции.
Металлы в свободном виде — всегда восстановители: отрицательных степеней окисления у них не бывает.

3. Метод электронного баланса

Почему подбора «на глаз» бывает недостаточно

Коэффициенты в простых уравнениях обычно подбирают, уравнивая число атомов каждого элемента. В ОВР этого часто мало: веществ много, одни и те же элементы входят в несколько формул, и подбор превращается в долгий перебор.

Поэтому используют дополнительное условие, которое выполняется в любой ОВР: сколько электронов отдал восстановитель, столько же принял окислитель.

Как число электронов подсказывает коэффициенты

Рассмотрим горение алюминия. Каждый атом алюминия отдаёт 3 электрона. Каждая молекула кислорода O₂ принимает 4 электрона: в ней два атома, и каждый принимает по два.

Один атом алюминия и одна молекула кислорода «договориться» не могут: алюминий отдаёт 3 электрона, а кислороду нужно 4. Подберём число атомов алюминия и число молекул кислорода так, чтобы отданных и принятых электронов стало поровну (таблица справа).

Равенство впервые достигается на числе 12. Это наименьшее общее кратное (НОК) чисел 3 и 4. Чтобы отдать 12 электронов, нужно 12 : 3 = 4 атома алюминия. Чтобы принять 12 электронов, нужно 12 : 4 = 3 молекулы кислорода. Числа 4 и 3 и становятся коэффициентами: 4Al + 3O₂.

Атомов Al	Отдано e⁻	Молекул O₂	Принято e⁻	Поровну?
1	3	1	4	нет
2	6	1	4	нет
3	9	2	8	нет
4	12	3	12	да

Четыре атома алюминия отдают 12 электронов, три молекулы кислорода принимают те же 12 электронов.

Главная идея. Множитель для восстановителя равен НОК, делённому на число отданных электронов. Множитель для окислителя равен НОК, делённому на число принятых электронов.

Можно ли просто поменять числа местами?

Если у чисел электронов нет общего делителя, как у 3 и 4, — да: число электронов кислорода (4) становится множителем для алюминия, число электронов алюминия (3) — множителем для кислорода.

Если общий делитель есть, например у 2 и 4, перестановка даст завышенные коэффициенты. Поэтому надёжнее всегда делить НОК.

Алгоритм

Запишите схему реакции. Определите степени окисления всех атомов.
Найдите элементы, у которых степень окисления изменилась.
Составьте два электронных уравнения: для окисления и для восстановления. Если в формуле простого вещества два одинаковых атома (O₂, Cl₂, N₂, H₂), записывайте в электронном уравнении оба атома.
Найдите НОК числа отданных и числа принятых электронов. Разделите НОК на каждое из этих чисел — получите множители.
Поставьте множители коэффициентами перед формулами окислителя, восстановителя и продуктов их превращения. Учитывайте, сколько атомов элемента уже содержит формула.
Уравняйте атомы остальных элементов. Обычно порядок такой: металлы, неметаллы, водород. Кислород считайте последним — по нему удобно проверить всё уравнение.
Подпишите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Типичные ошибки

Кислород записан одним атомом. Нужно писать O₂ + 4e⁻ → 2O⁻², а не O + 2e⁻ → O⁻². Иначе множитель получится вдвое больше нужного.
Множитель перенесён без учёта индекса. Если множитель для железа равен 2, а в формуле Fe₂O₃ уже два атома железа, перед Fe₂O₃ ставится 1, а не 2.
Путаница процесса и вещества. Окислитель — это вещество, окисление — процесс. Окислитель участвует в процессе восстановления.
Нет проверки. Подсчёт атомов кислорода в конце занимает несколько секунд и выявляет большинство ошибок.

Разобранные примеры

В каждом примере повторяются одни и те же шаги алгоритма. Слева — рассуждение, справа — записи, которые нужно сделать в тетради. Следите за тем, как из чисел электронов получаются коэффициенты.

Пример 1. Горение алюминия

Схема реакции. Запишем исходные вещества и продукты без коэффициентов.

Al + O₂ → Al₂O₃

Шаг 1. Степени окисления. Алюминий и кислород слева — простые вещества, у них степень окисления 0. В оксиде Al₂O₃ кислород имеет −2, а алюминий +3: 2·(+3) + 3·(−2) = 0.

Al⁰ + O₂⁰ → Al₂⁺³O₃⁻²

Шаг 2. Кто отдаёт и кто принимает электроны. У алюминия степень окисления выросла с 0 до +3: он отдал электроны и окислился. Алюминий — восстановитель. У кислорода она уменьшилась с 0 до −2: он принял электроны и восстановился. Кислород — окислитель.

Al⁰ → Al⁺³ (окисление)
O⁰ → O⁻² (восстановление)

Шаг 3. Электронные уравнения. Атом алюминия отдаёт 3 электрона. Кислород записываем молекулой O₂: каждый из двух атомов принимает 2 электрона, всего 4. В правой части поэтому получается 2O⁻².

Электронное уравнение	e⁻	НОК	Множитель
Al⁰ − 3e⁻ → Al⁺³	3	12	12 : 3 = 4
O₂⁰ + 4e⁻ → 2O⁻²	4	12	12 : 4 = 3

Шаг 4. Коэффициенты перед окислителем и восстановителем. Множитель 4 означает: в реакцию вступают 4 атома алюминия, они отдают 4·3 = 12 электронов. Множитель 3 означает: 3 молекулы кислорода принимают 3·4 = 12 электронов. Ставим 4 перед Al и 3 перед O₂.

4Al + 3O₂ → … Al₂O₃

Шаг 5. Коэффициент перед продуктом. Четыре атома алюминия должны оказаться справа. В одной формуле Al₂O₃ два атома алюминия, поэтому нужно 4 : 2 = 2 формулы.

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Шаг 6. Проверка по кислороду. Слева 3·2 = 6 атомов, справа 2·3 = 6 атомов. Уравнение составлено верно.

O: 3·2 = 6 | 2·3 = 6 ✓

Пример 2. Получение железа из оксида железа(III)

Схема реакции. Эта реакция идёт в доменной печи: угарный газ CO отнимает кислород у оксида железа.

Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

Доменная печь. Угарный газ CO, поднимаясь навстречу руде, восстанавливает железо. Внизу собирается жидкий чугун.

Шаг 1. Степени окисления. В Fe₂O₃: 2x + 3·(−2) = 0, x = +3. В CO: x + (−2) = 0, x = +2. В CO₂: x + 2·(−2) = 0, x = +4. Железо справа — простое вещество, степень окисления 0. Кислород везде имеет −2 и в балансе не участвует.

Fe₂⁺³O₃ + C⁺²O → Fe⁰ + C⁺⁴O₂

Шаг 2. Кто отдаёт и кто принимает электроны. Степень окисления углерода выросла с +2 до +4: углерод отдал 2 электрона. Значит, CO — восстановитель. Степень окисления железа понизилась с +3 до 0: железо приняло 3 электрона. Значит, Fe₂O₃ — окислитель.

C⁺² → C⁺⁴ (окисление)
Fe⁺³ → Fe⁰ (восстановление)

Шаг 3. Электронные уравнения и множители. НОК чисел 3 и 2 равен 6. Три атома углерода отдают 3·2 = 6 электронов. Два атома железа принимают 2·3 = 6 электронов. Баланс соблюдён.

Электронное уравнение	e⁻	НОК	Множитель
Fe⁺³ + 3e⁻ → Fe⁰	3	6	6 : 3 = 2
C⁺² − 2e⁻ → C⁺⁴	2	6	6 : 2 = 3

Шаг 4. Коэффициенты. Здесь нужно быть внимательным. Множитель 2 относится к атомам железа, а не к формуле Fe₂O₃. В одной формуле Fe₂O₃ уже есть два атома железа. Поэтому перед Fe₂O₃ ставим 1 (его не пишут), а перед Fe — 2. Множитель 3 относится к атомам углерода: ставим 3 перед CO и 3 перед CO₂.

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

Шаг 5. Проверка по кислороду. Слева 3 + 3·1 = 6 атомов, справа 3·2 = 6 атомов. Всё сходится.

O: 3 + 3 = 6 | 3·2 = 6 ✓

Пример 3. Формат ОГЭ: медь и концентрированная серная кислота

Схема реакции. Медь не вытесняет водород из кислот. Но концентрированная серная кислота окисляет медь за счёт серы в степени окисления +6. При этом выделяется сернистый газ SO₂.

Cu + H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

При нагревании медь растворяется в концентрированной серной кислоте. Выделяется сернистый газ SO₂ с резким запахом.

Шаг 1. Степени окисления. Медь слева — простое вещество, 0. В CuSO₄ медь имеет +2. Сера в H₂SO₄ и в CuSO₄ имеет +6, в SO₂ — +4. Водород и кислород свои степени окисления не меняют.

Cu⁰ + H₂S⁺⁶O₄ → Cu⁺²S⁺⁶O₄ + S⁺⁴O₂ + H₂O

Шаг 2. Кто отдаёт и кто принимает электроны. Медь повысила степень окисления с 0 до +2 — она восстановитель. Сера понизила степень окисления с +6 до +4, но только та сера, которая перешла в SO₂. В CuSO₄ сера осталась в степени окисления +6.

Cu⁰ → Cu⁺² (окисление)
S⁺⁶ → S⁺⁴ (восстановление)

Шаг 3. Электронные уравнения и множители. Один атом меди отдаёт 2 электрона, и один атом серы их принимает. Значит, на один атом меди образуется одна молекула SO₂.

Электронное уравнение	e⁻	НОК	Множитель
Cu⁰ − 2e⁻ → Cu⁺²	2	2	2 : 2 = 1
S⁺⁶ + 2e⁻ → S⁺⁴	2	2	2 : 2 = 1

Шаг 4. Коэффициенты перед медью и продуктами. Перед Cu, CuSO₄ и SO₂ ставим 1.

Cu + … H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + … H₂O

Шаг 5. Коэффициент перед кислотой. Кажется, что перед H₂SO₄ тоже нужно поставить 1. Но посчитаем серу справа: один атом в SO₂ и ещё один в CuSO₄ — всего два. Значит, в реакцию вступают две молекулы серной кислоты. Одна из них окисляет медь и превращается в SO₂. Другая даёт сульфат-ион для соли CuSO₄ и при этом не меняет степень окисления.

S справа: 1 (в CuSO₄) + 1 (в SO₂) = 2
→ 2H₂SO₄

Шаг 6. Водород и проверка по кислороду. Слева 2·2 = 4 атома водорода, значит, справа нужно 2 молекулы воды. Кислород: слева 2·4 = 8 атомов; справа 4 + 2 + 2 = 8 атомов.

Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Вывод из примера 3. Электронный баланс даёт коэффициенты только для тех атомов, которые изменили степень окисления. Если часть вещества в реакции не окисляется и не восстанавливается, его коэффициент находят на следующем шаге — уравнивая атомы.

Итоговый тренажёр

ОВР и электронный баланс

Выполните отдельный тренажёр: степени окисления, распознавание ОВР, окислитель и восстановитель, коэффициенты по электронному балансу.

Открыть итоговый тренажёр

Итог и домашняя работа

Домашняя работа

Прочитать § 7, с. 34–38. Выписать определения: степень окисления, окисление, восстановление, окислитель, восстановитель.
Расставить коэффициенты методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель:
Fe + Cl₂ → FeCl₃
CuO + NH₃ → Cu + N₂ + H₂O
C + HNO₃(конц.) → CO₂ + NO₂ + H₂O
Вернуться к домашней работе занятия 3 (Al + O₂, CaCO₃ → …, Fe + HCl, BaCl₂ + Na₂SO₄). Выбрать реакции, которые являются ОВР, и объяснить выбор по степеням окисления.