Reacciones redox 9. Reacciones redox

Lección en noveno grado sobre el tema:

“REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (ORR)”

CDC

Educando: Crear las condiciones para fomentar la actividad y la independencia en el estudio de este tema, así como la capacidad de trabajar en grupo y la capacidad de escuchar a los compañeros.

De desarrollo: continuar desarrollando el pensamiento lógico, habilidades para observar, analizar y comparar, encontrar relaciones de causa y efecto, sacar conclusiones, trabajar con algoritmos y desarrollar interés en el tema.

Educativo:

1. consolidar los conceptos de “estado de oxidación”, procesos de “oxidación”, “reducción”;
2. consolidar habilidades en la elaboración de ecuaciones de reacciones redox utilizando el método del equilibrio electrónico;
3. Enseñar a predecir los productos de reacciones redox.

DURANTE LAS CLASES:

1. Organizar el tiempo.
2. Actualización de conocimientos.

1. ¿Qué reglas para determinar el grado de átomos de elementos químicos conoces? (diapositiva 1)
2. Completa la tarea (diapositiva 2)
3. Complete la autoprueba (diapositiva 3)

1. Aprender material nuevo.

1. Completa la tarea (diapositiva 4)

Determine qué sucede con el estado de oxidación del azufre durante las siguientes transiciones:

A) H 2 S → ASI 2 → ASI 3

B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

¿Qué conclusión se puede sacar tras completar la segunda cadena genética?

¿En qué grupos se pueden clasificar las reacciones químicas según los cambios en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos?

1. Comprobemos (diapositiva 5).

1. Concluimos: Según el cambio en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos que participan en una reacción química, se distinguen reacciones: con cambio de CO y sin cambio de CO.

1. Entonces, definamos el tema de la lección.REACCIONES REDOX (ORR).

1. Anotamos la definición.

OVR – reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos,

Que contienen reactivos

1. Intentemos resolverlo: ¿cuál es la peculiaridad de los procesos de oxidación y reducción de elementos durante la formación de un enlace iónico, usando el ejemplo de una molécula de fluoruro de sodio?

Observa atentamente el diagrama y responde las preguntas:

1. ¿Qué se puede decir sobre la integridad del nivel externo de los átomos de flúor y sodio?

1. ¿Qué átomo es más fácil de aceptar y cuál es más fácil de ceder electrones de valencia para completar el nivel exterior?

1. ¿Cómo se puede formular la definición de oxidación y reducción?

Es más fácil para un átomo de sodio ceder un electrón antes de completar su nivel exterior (que aceptar de 7 ē a ocho, es decir, hasta completarlo)., por tanto, dona su electrón de valencia al átomo de flúor y le ayuda a completar su nivel exterior, a la vez que es agente reductor, oxida y aumenta su CO2. Al átomo de flúor, como elemento más electronegativo, le resulta más fácil aceptar 1 electrón para completar su nivel exterior; toma un electrón del sodio, al mismo tiempo que se reduce, bajando su CO y siendo un agente oxidante.

"Oxidizer como un villano notorio

Como un pirata, bandido, agresor, Barmaley.

Quita electrones, ¡y está bien!

Habiendo sufrido daños, restaurador.

Exclama: “¡Aquí estoy, ayuda!

¡Devuélveme mis electrones!

Pero nadie ayuda y daña.

No reembolsa..."

1. Anotar definiciones

El proceso por el cual un átomo cede electrones se llama oxidación.

Un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación se oxida y se llamaagente reductor.

El proceso por el cual un átomo acepta electrones se llamarestauracion.

Un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación se reduce y se llama agente oxidante.

1. RANGO DE COEFICIENTES EN OVR UTILIZANDO EL MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO

Muchas reacciones químicas se pueden igualar simplemente seleccionando coeficientes.

Pero a veces surgen complicaciones en las ecuaciones de reacciones redox. Para fijar los coeficientes se utiliza el método del balance electrónico.

te sugiero que miresANIMACIÓN

Estudie el algoritmo para compilar ecuaciones OVR utilizando el método de balanza electrónica (Apéndice 1).

1. Consolidación

Organizar los coeficientes en UHR.

Al 2 O 3 +H 2 =H 2 O+Al por método de balance electrónico, indicar los procesos de oxidación (reducción), agente oxidante (agente reductor), realizar una autoprueba.

1. Reflexión

Responda las preguntas de la tabla “Preguntas al alumno” (Anexo 2).

1. Resumiendo la lección. DZ

1. Calificación comentada.
2. Tarea: completar la autoevaluación (Apéndice 3)

Avance:

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Títulos de diapositivas:

Reacciones de oxidación-reducción (ORR)

Reglas para calcular el estado de oxidación (CO) de los elementos:

Determine los estados de oxidación de los átomos de elementos químicos utilizando las fórmulas de sus compuestos: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7 Complete la tarea

1 -2 0 -3 +1 +1 +5 -2 H 2 S O 2 NH 3 HNO 3 0 +1 +7 -2 Fe K 2 Cr 2 O 7 Realice la autoprueba

Determine qué sucede con el estado de oxidación del azufre durante las siguientes transiciones: A) H 2 S → SO 2 → SO 3 B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3 ¿Qué conclusión se puede sacar después de completar la segunda cadena genética? ? ¿En qué grupos se pueden clasificar las reacciones químicas según los cambios en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos? Completa la tarea

A) H 2 S -2 → S +4 O 2 → S +6 O 3 B) S +4 O 2 → H 2 S +4 O 3 → Na 2 S +4 O 3 En la primera cadena de transformaciones, el azufre aumenta su CO de (-2) a (+6). En la segunda cadena, el estado de oxidación del azufre no cambia. Comprobación

Las reacciones de oxidación-reducción (ORR) son reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que forman los que reaccionan. Anotemos la definición

Formación de un enlace iónico, usando el ejemplo de una molécula de fluoruro de sodio.

¿Qué se puede decir sobre la integridad del nivel externo de los átomos de flúor y sodio? ¿Qué átomo es más fácil de aceptar y cuál es más fácil de ceder electrones de valencia para completar el nivel exterior? ¿Cómo se puede formular la definición de oxidación y reducción? Responde a las preguntas

La oxidación es el proceso de cesión de electrones por parte de un átomo. Un agente oxidante es un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación durante la reacción y se reduce. Un agente reductor es un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación; se oxida durante la reacción. La reducción es el proceso por el cual un átomo acepta electrones. Anotemos las definiciones.

1. Mira la animación. 2. Estudie el algoritmo para compilar ecuaciones OVR utilizando el método de balanza electrónica (en la carpeta). RANGO DE COEFICIENTES EN OVR UTILIZANDO EL MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO

Organice los coeficientes en el UHR Al 2 O 3 + H 2 = H 2 O + Al usando el método de equilibrio electrónico, indique los procesos de oxidación (reducción), agente oxidante (agente reductor), realice una autoprueba. Consolidación

Responda las preguntas de la tabla “Preguntas para estudiantes”. Reflexión

Avance:

Apéndice 2

Preguntas para el estudiante

Fecha_________________Clase______________________

Intenta recordar exactamente lo que escuchaste en clase y responde las preguntas formuladas:

Avance:

Apéndice 3

Prueba sobre el tema "REACCIONES REDOX"

Parte "A" - elija una opción de respuesta de las propuestas

1. Las reacciones redox se llaman

A) Reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que forman las sustancias reaccionantes;

B) Reacciones que ocurren sin cambiar el estado de oxidación de los átomos que forman las sustancias que reaccionan;

B) Reacciones entre sustancias complejas que intercambian sus constituyentes

2. Un agente oxidante es...

A) Un átomo que dona electrones y baja su estado de oxidación;

B) Un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación;

B) Un átomo que acepta electrones y aumenta su estado de oxidación;

D) Un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación.

3. El proceso de recuperación es un proceso...

A) Retroceso de electrones;

B) Aceptación de electrones;

B) Incrementar el estado de oxidación de un átomo.

4. Esta sustancia es sólo un agente oxidante.

A) H2S; B) H2SO4; B) Na2SO3; D) Así 2

5. Esta sustancia es sólo un agente reductor.

A) NH3; B) HNO3; B) NO 2; D)HNO2

Parte "B" - partido(Por ejemplo, A – 2)

1. Relaciona la semirreacción con el nombre del proceso.

2. Establecer una correspondencia entre la ecuación de una reacción química y su tipo.

3. Establecer una correspondencia entre el átomo de fósforo en la fórmula de la sustancia y sus propiedades redox que puede exhibir.

Parte "C" - resuelve el problema

De las reacciones propuestas, seleccione solo ORR, determine los estados de oxidación de los átomos, indique el agente oxidante, el agente reductor, los procesos de oxidación y reducción, organice los coeficientes utilizando el método del equilibrio electrónico:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Fe(OH)3 = Fe2O3 +H2O

Na + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2

Las reacciones durante las cuales los elementos que componen las sustancias que reaccionan cambian el estado de oxidación se denominan oxidación-reducción (ORR).

Estado de oxidación. Para caracterizar el estado de los elementos en los compuestos, se introdujo el concepto de estado de oxidación. El estado de oxidación (s.o.) es una carga condicional que se asigna a un átomo bajo el supuesto de que todos los enlaces en la molécula o ion están extremadamente polarizados. El estado de oxidación de un elemento dentro de una molécula de una sustancia o ion se define como el número de electrones desplazados de un átomo de un elemento determinado (estado de oxidación positivo) o hacia un átomo de un elemento determinado (estado de oxidación negativo). Para calcular el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se debe partir de las siguientes disposiciones (reglas):

1. El estado de oxidación de los elementos en sustancias simples, en metales en estado elemental, en compuestos con enlaces apolares es igual a cero. Ejemplos de tales compuestos son N 2 0, H 2 0, Cl 2 0, I 2 0, Mg 0, Fe 0, etc.

2. En sustancias complejas, los elementos con mayor electronegatividad tienen un estado de oxidación negativo.

Dado que durante la formación de un enlace químico los electrones se desplazan hacia los átomos de elementos más electronegativos, estos últimos tienen un estado de oxidación negativo en los compuestos.

O-2Cl O -2 N + Elemento EO

En algunos casos, el estado de oxidación de un elemento coincide numéricamente con la valencia (B) del elemento en un compuesto determinado, como, por ejemplo, en el HClO 4.

Los siguientes ejemplos muestran que el estado de oxidación y la valencia de un elemento pueden variar numéricamente:

N ≡ N · (N)=3; entonces (N) = 0

H+C-2O-2H+

EO (C) = 2,5 V(C) = 4 s.o.(C) = -2

EO (O) = 3,5 V (O) = 2 entonces (O) = -2

EO (N) = 2,1 V(N) = 1 s.o.(N) = +1

3. Existen estados de oxidación superior, inferior e intermedio.

Estado de oxidación más alto– este es su mayor valor positivo. El estado de oxidación más alto suele ser igual al número de grupo (N) de la tabla periódica en la que se encuentra el elemento. Por ejemplo, para elementos del período III es igual a: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Las excepciones son el flúor, el oxígeno, el helio, el neón, el argón, así como los elementos del subgrupo cobalto y níquel: su estado de oxidación más alto se expresa mediante un número cuyo valor es inferior al número del grupo al que pertenecen. Los elementos del subgrupo del cobre, por el contrario, tienen un estado de oxidación superior a uno, aunque pertenecen al grupo I.

Grado más bajo la oxidación está determinada por la cantidad de electrones que faltan en el estado estable del átomo ns 2 nр 6. El estado de oxidación más bajo de los no metales es (N-8), donde N es el número del grupo de la tabla periódica en el que se encuentra el elemento. Por ejemplo, para los no metales del período III es igual a: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. El estado de oxidación más bajo de los metales es su valor positivo más bajo posible. Por ejemplo, el manganeso tiene los siguientes estados de oxidación: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 es el estado de oxidación más bajo del manganeso.

Todos los demás estados de oxidación que ocurren en un elemento se denominan intermedios. Por ejemplo, para el azufre, el estado de oxidación de +4 es intermedio.

4. Varios elementos exhiben un estado de oxidación constante en compuestos complejos:

a) metales alcalinos – (+1);

b) metales del segundo grupo de ambos subgrupos (excepto Нg) – (+2); el mercurio puede presentar estados de oxidación (+1) y (+2);

c) metales del tercer grupo, el subgrupo principal – (+3), con excepción del Tl, que puede presentar estados de oxidación (+1) y (+3);

e) H+, excepto los hidruros metálicos (NaH, CaH 2, etc.), donde su estado de oxidación es (-1);

f) O -2, a excepción de los peróxidos de elementos (H 2 O 2, CaO 2, etc.), donde el estado de oxidación del oxígeno es (-1), superóxidos de elementos

(KO 2, NaO 2, etc.), en el que su estado de oxidación es – ½, fluoruro

oxígeno ОF 2.

5. La mayoría de los elementos pueden presentar distintos grados de oxidación en los compuestos. Al determinar su estado de oxidación, utilizan la regla según la cual la suma de los estados de oxidación de los elementos en moléculas eléctricamente neutras es igual a cero, y en iones complejos, la carga de estos iones.

Como ejemplo, calculemos el estado de oxidación del fósforo en ácido ortofosfórico H 3 PO 4. La suma de todos los estados de oxidación de un compuesto debe ser igual a cero, por lo que denotamos el estado de oxidación del fósforo por X y, multiplicando los estados de oxidación conocidos del hidrógeno (+1) y el oxígeno (-2) por el número de sus átomos. en el compuesto, creamos la ecuación: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, de la cual X = +5.

Calculemos el estado de oxidación del cromo en el ion dicromato (Cr 2 O 7) 2-.

La suma de todos los estados de oxidación en un ion complejo debe ser igual a (-2), así que denotemos el estado de oxidación del cromo por X y creemos la ecuación 2X + (-2)*7 = -2, de donde X = + 6.

El concepto de estado de oxidación para la mayoría de los compuestos es condicional, porque no refleja la carga efectiva real del átomo. En los compuestos iónicos simples, el estado de oxidación de sus elementos constituyentes es igual a la carga eléctrica, ya que durante la formación de estos compuestos hay una transferencia casi completa de electrones de uno

1 -1 +2 -1 +3 -1

átomo a otro: NaI, MgCI 2, AIF 3. Para un compuesto con un enlace covalente polar, la carga efectiva real es menor que el número de oxidación, pero este concepto se usa muy ampliamente en química.

Las principales disposiciones de la teoría de OVR:

1. Oxidación Es el proceso de cesión de electrones por parte de un átomo, molécula o ion. Las partículas que donan electrones se llaman agentes reductores; durante la reacción se oxidan, formando un producto de oxidación. En este caso, los elementos implicados en la oxidación aumentan su estado de oxidación. Por ejemplo:

IA – 3e -  IA 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Recuperación Es el proceso de agregar electrones a un átomo, molécula o ion. Las partículas que ganan electrones se llaman agentes oxidantes; durante la reacción se reducen para formar un producto de reducción. En este caso, los elementos que participan en la reducción reducen su estado de oxidación. Por ejemplo:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Las sustancias que contienen partículas reductoras u oxidantes se denominan respectivamente agentes reductores o agentes oxidantes. Por ejemplo, FeCI 2 es un agente reductor debido al Fe 2+ y FeCI 3 es un agente oxidante debido al Fe 3+.

4. La oxidación siempre va acompañada de reducción y, a la inversa, la reducción siempre va asociada a oxidación. Por tanto, ORR representa la unidad de dos procesos opuestos: oxidación y reducción.

5. El número de electrones donados por el agente reductor es igual al número de electrones aceptados por el agente oxidante.

Elaboración de ecuaciones de reacciones redox. Dos métodos para componer ecuaciones para OVR se basan en la última regla:

1. Método de saldo electrónico.

Aquí, el número de electrones ganados y perdidos se calcula en función de los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción. Veamos el ejemplo más simple:

Na0+Cl Na+Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - oxidación

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - recuperación

2 Na + Cl 2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

Este método se utiliza si la reacción no ocurre en solución (en fase gaseosa, reacción de descomposición térmica, etc.).

2. Método electrónico iónico (método de media reacción).

Este método tiene en cuenta el entorno de la solución y da una idea de la naturaleza de las partículas que realmente existen e interactúan en las soluciones. Veámoslo con más detalle.

Algoritmo para seleccionar coeficientes mediante el método electrónico de iones:

1. Elaborar un diagrama molecular de la reacción indicando los materiales de partida y los productos de la reacción.

2. Elaborar un esquema completo de reacción iónico-molecular, escribiendo electrolitos débiles, sustancias poco solubles, insolubles y gaseosas en forma molecular y electrolitos fuertes en forma iónica.

3. Habiendo excluido del esquema ion-molecular los iones que no cambian como resultado de la reacción (sin tener en cuenta su cantidad), reescriba el esquema en una forma ion-molecular breve.

4. Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación como resultado de la reacción; Encuentre el agente oxidante, agente reductor, productos de reducción, oxidación.

5. Elaborar diagramas de semireacciones de oxidación y reducción, para ello:

a) indicar el agente reductor y el producto de oxidación, el agente oxidante y el producto de reducción;

b) igualar el número de átomos de cada elemento en los lados izquierdo y derecho de las medias reacciones (realizar un equilibrio por elemento) en la secuencia: elemento que cambia el estado de oxidación, oxígeno, otros elementos; Cabe recordar que en soluciones acuosas, las moléculas de H 2 O, los iones H + u OH – pueden participar en reacciones, dependiendo de la naturaleza del medio:

c) igualar el número total de cargas en ambas partes de las semireacciones; Para hacer esto, sume o reste la cantidad requerida de electrones en el lado izquierdo de las semireacciones (equilibrio de carga).

6. Encuentre el mínimo común múltiplo (MCM) del número de electrones dados y recibidos.

7. Encuentre los coeficientes principales para cada media reacción. Para ello, divide el número obtenido en el paso 6 (LCM) por el número de electrones que aparecen en esta media reacción.

8. Multiplique las semireacciones por los coeficientes principales obtenidos, súmelos: el lado izquierdo con el izquierdo, el lado derecho con el derecho (obtenga la ecuación iónico-molecular de la reacción). Si es necesario, “traiga iones similares” teniendo en cuenta la interacción entre los iones de hidrógeno y los iones de hidróxido: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Ordena los coeficientes en la ecuación molecular de la reacción.

10. Realizar una verificación de partículas que no estén involucradas en la ORR, excluidas del esquema ion-molecular completo (elemento 3). Si es necesario, los coeficientes para ellos se encuentran mediante selección.

11. Realice la verificación final de oxígeno.

1. Ambiente ácido.

Esquema de reacción molecular:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + H 2 O + K 2 SO 4

Esquema completo de reacción ion-molecular:

K+ +MnO +Na++NO +2H++ SO  Mn 2+ + SO + Na + + NO + H2O + 2K + +SO .

Breve esquema de reacción ion-molecular:

MnO +NO +2H +  Mn 2+ + NO +H2O

ok producto ok producto ok

Durante la reacción, el estado de oxidación del Mn disminuye de +7 a +2 (el manganeso se reduce), por lo tanto, MnO – agente oxidante; Mn 2+ – producto reductor. El grado de oxidación del nitrógeno aumenta de +3 a +5 (el nitrógeno se oxida), por lo tanto NO – agente reductor, NO – producto de oxidación.

Ecuaciones de media reacción:

2MnO + 8 h+ + 5e -  Minnesota 2+ + 4 h 2 oh- proceso de recuperación

10 +7 +(-5) = +2

5 NO + h 2 oh– 2e -  NO + 2 h+ - proceso de oxidación

2MnO + 16H + + 5NO + 5H2O = 2Mn2+ +8H2O + 5NO + 1OH + (ecuación ion-molecular completa).

En la ecuación general, excluimos el número de partículas idénticas ubicadas tanto en el lado izquierdo como en el derecho de la igualdad (presentamos otras similares). En este caso, se trata de iones H + y H 2 O.

La ecuación ion-molecular corta será

2MnO + 6H + + 5NO  2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO .

En forma molecular la ecuación es

2KMnO 4 + 5 NaNO 2 + 3 H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + 3H 2 O + K 2 SO 4.

Comprobemos el saldo de partículas que no participaron en el OVR:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO (3 = 3). Balance de oxígeno: 30 = 30.

2. Entorno neutro.

Esquema de reacción molecular:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO3 + KOH

Esquema de reacción iónico-molecular:

K++MnO + Na + + NO + H 2 O  MnO 2 + Na + + NO + K + + OH

Breve diagrama ion-molecular:

MnO +NO + H 2 O  MnO 2 +NO +OH-

ok producto ok producto ok

Ecuaciones de media reacción:

2MnO + 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH -proceso de recuperación

6 -1 +(-3) = -4

3NO +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - proceso de oxidación

Reacciones de oxidación-reducción (ORR)- reacciones acompañadas de la adición o pérdida de electrones, o redistribución de la densidad electrónica en los átomos (cambio de estado de oxidación).

Etapas de OVR

Oxidación- donación de electrones por átomos, moléculas o iones. Como resultado, aumenta el estado de oxidación. Los agentes reductores ceden electrones.

Recuperación- adición de electrones. Como resultado, el estado de oxidación disminuye. Los agentes oxidantes aceptan electrones.

OVR- un proceso acoplado: si hay reducción, entonces hay oxidación.

reglas de OVR

Intercambio equivalente de electrones y equilibrio atómico.

Ambiente ácido

En un ambiente ácido, los iones de óxido liberados se unen a los protones para formar moléculas de agua; los iones de óxido que faltan son suministrados por moléculas de agua y luego se liberan protones de ellas.

Cuando no hay suficientes átomos de oxígeno, escribimos tantas moléculas de agua como iones de óxido no hay suficientes.

El azufre en el sulfito de potasio tiene un estado de oxidación de +4, el manganeso en el permanganato de potasio tiene un estado de oxidación de +7, el ácido sulfúrico es el medio de reacción.
El manganeso en el estado de oxidación más alto es un agente oxidante, por lo tanto, el sulfito de potasio es un agente reductor.

Nota: +4 es un estado de oxidación intermedio para el azufre, por lo que puede actuar como agente reductor y como agente oxidante. Con agentes oxidantes fuertes (permanganato, dicromato), el sulfito es un agente reductor (oxidado a sulfato); con agentes reductores fuertes (halogenuros, calcogenuros), el sulfito es un agente oxidante (reducido a azufre o sulfuro).

El azufre pasa del estado de oxidación +4 a +6; el sulfito se oxida a sulfato. El manganeso pasa del estado de oxidación +7 a +2 (ambiente ácido): el ion permanganato se reduce a Mn 2+.

2. Componer medias reacciones. Manganeso igualador: del permanganato se liberan 4 iones de óxido, que se unen mediante iones de hidrógeno (medio ácido) a moléculas de agua. Por tanto, 4 iones de óxido se unen a 8 protones en 4 moléculas de agua.

En otras palabras, faltan 4 oxígenos en el lado derecho de la ecuación, por lo que escribimos 4 moléculas de agua y 8 protones en el lado izquierdo de la ecuación.

Siete menos dos es más cinco electrones. Puedes igualar por carga total: en el lado izquierdo de la ecuación hay ocho protones menos un permanganato = 7+, en el lado derecho hay manganeso con una carga de 2+, el agua es eléctricamente neutra. Siete menos dos es más cinco electrones. Todo está igualado.

Igualando el azufre: el ion óxido que falta en el lado izquierdo de la ecuación es suministrado por una molécula de agua, que posteriormente libera dos protones en el lado derecho.
A la izquierda la carga es 2-, a la derecha es 0 (-2+2). Menos dos electrones.

Multiplica la semirreacción superior por 2 y la semirreacción inferior por 5.

Reducimos protones y agua.

Los iones sulfato se unen a los iones potasio y manganeso.

Ambiente alcalino

En un ambiente alcalino, los iones de óxido liberados se unen a moléculas de agua, formando iones de hidróxido (grupos OH -). Los iones de óxido que faltan son aportados por grupos hidroxo, que deben tomarse el doble.

Donde no hay suficientes iones de óxido, escribimos grupos hidroxo 2 veces más de lo que falta, por otro lado, agua.

Ejemplo. Usando el método del balance electrónico, cree una ecuación de reacción, determine el agente oxidante y el agente reductor:

Determinar el grado de oxidación:

El bismuto (III) con agentes oxidantes fuertes (por ejemplo, Cl 2) en un ambiente alcalino presenta propiedades reductoras (se oxida a bismuto V):

Dado que en el lado izquierdo de la ecuación no hay suficientes 3 oxígenos para el equilibrio, escribimos 6 grupos hidroxo y en el lado derecho, 3 aguas.

La ecuación de reacción final es:

Entorno neutro

En un ambiente neutro, los iones de óxido liberados se unen a moléculas de agua para formar iones de hidróxido (grupos OH -). Los iones de óxido que faltan son aportados por moléculas de agua. De ellos se liberan iones H +.

Usando el método del balance electrónico, cree una ecuación de reacción, determine el agente oxidante y el agente reductor:

1. Determinar el estado de oxidación: El azufre en el persulfato de potasio tiene un estado de oxidación de +7 (es un agente oxidante, porque tiene el estado de oxidación más alto), el bromo en el bromuro de potasio tiene un estado de oxidación de -1 (es un agente reductor, porque tiene el estado de oxidación más bajo). estado de oxidación), el agua es el medio de reacción.

El azufre pasa del estado de oxidación +7 a +6; el persulfato se reduce a sulfato. El bromo pasa del estado de oxidación -1 al 0; el ion bromuro se oxida a bromo.

2. Componer medias reacciones. Igualamos el azufre (coeficiente 2 antes del sulfato). Ecuación de oxígeno.
En el lado izquierdo hay una carga de 2-, en el lado derecho hay una carga de 4-, 2 electrones están unidos, por lo que escribimos +2

Igualamos el bromo (coeficiente 2 antes del ion bromuro). En el lado izquierdo la carga es 2-, en el lado derecho la carga es 0, se dan 2 electrones, entonces escribimos -2

3. Ecuación resumen de la balanza electrónica.

4. Ecuación de reacción final: Los iones sulfato se combinan con iones potasio para formar sulfato de potasio, un factor de 2 antes del KBr y antes del K2SO4. El agua resultó ser innecesaria; póngala entre corchetes.

Clasificación OVR

1. Agente oxidante y agente reductor.- diferentes sustancias
2. Agentes autooxidantes, agentes autoreductores (desproporción, dismutación). Elemento en estado de oxidación intermedio.
3. Agente oxidante o agente reductor - medio para el proceso
4. Oxidación-reducción intramolecular. La misma sustancia contiene un agente oxidante y un agente reductor.
   Reacciones en fase sólida y alta temperatura.

Características cuantitativas de la TRO.

Potencial redox estándar, E 0- potencial del electrodo en relación con el potencial de hidrógeno estándar. Más sobre.

Para someterse a ORR es necesario que la diferencia de potencial sea mayor que cero, es decir, el potencial del agente oxidante debe ser mayor que el potencial del agente reductor:

,

Por ejemplo:

Cuanto menor sea el potencial, más fuerte será el agente reductor; cuanto mayor sea el potencial, más fuerte será el agente oxidante.
Las propiedades oxidantes son más fuertes en un ambiente ácido, mientras que las propiedades reductoras son más fuertes en un ambiente alcalino.

¿Qué responderle a una persona interesada en cómo solucionar reacciones redox? Son irresolubles. Sin embargo, como cualquier otro. Los químicos generalmente no resuelven reacciones ni sus ecuaciones. Para una reacción de oxidación-reducción (ORR), puedes crear una ecuación y colocar los coeficientes en ella. Veamos cómo hacer esto.

Agente oxidante y agente reductor.

Una reacción redox es una reacción en la que cambian los estados de oxidación de los reactivos. Esto sucede porque una de las partículas cede sus electrones (se llama agente reductor) y la otra los acepta (agente oxidante).

El agente reductor, al perder electrones, se oxida, es decir, aumenta el valor del estado de oxidación. Por ejemplo, la entrada: significa que el zinc cedió 2 electrones, es decir, se oxidó. Es un restaurador. El grado de oxidación, como puede verse en el ejemplo anterior, ha aumentado. – aquí el azufre acepta electrones, es decir, se reduce. Ella es un agente oxidante. Su nivel de oxidación disminuyó.

Alguien puede preguntarse ¿por qué cuando se añaden electrones el estado de oxidación disminuye, pero cuando se pierden, por el contrario, aumenta? Todo es lógico. Un electrón es una partícula con carga -1, por lo tanto, desde el punto de vista matemático, la entrada debe leerse de la siguiente manera: 0 – (-1) = +1, donde (-1) es el electrón. Entonces significa: 0 + (-2) = -2, donde (-2) son los dos electrones que aceptó el átomo de azufre.

Consideremos ahora una reacción en la que ocurren ambos procesos:

El sodio reacciona con el azufre para formar sulfuro de sodio. Los átomos de sodio se oxidan, cediendo un electrón a la vez, mientras que los átomos de azufre se reducen, ganando dos. Sin embargo, esto sólo puede ser sobre el papel. De hecho, el agente oxidante debe agregarse exactamente tantos electrones como les dio el agente reductor. En la naturaleza el equilibrio se mantiene en todo, incluidos los procesos redox. Mostremos la balanza electrónica para esta reacción:

El múltiplo total entre el número de electrones dados y recibidos es 2. Dividiéndolo por el número de electrones cedidos por el sodio (2:1=1) y el azufre (2:2=1) obtenemos los coeficientes de esta ecuación. Es decir, en los lados derecho e izquierdo de la ecuación debe haber un átomo de azufre cada uno (el valor que se obtiene dividiendo el múltiplo común por el número de electrones aceptados por el azufre) y dos átomos de sodio. En el diagrama escrito a la izquierda todavía hay sólo un átomo de sodio. Duplíquelo poniendo un factor de 2 delante de la fórmula del sodio. El lado derecho de los átomos de sodio ya contiene 2 (Na2S).

Hemos compilado una ecuación para la reacción redox más simple y colocamos los coeficientes en ella usando el método del equilibrio electrónico.

Veamos cómo "resolver" reacciones redox más complejas. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico concentrado reacciona con el mismo sodio, se forman sulfuro de hidrógeno, sulfato de sodio y agua. Anotemos el diagrama:

Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos:

Arte cambiado. sólo sodio y azufre. Escribamos las semireacciones de oxidación y reducción:

Encontremos el mínimo común múltiplo entre 1 (cuántos electrones cedió el sodio) y 8 (el número de cargas negativas aceptadas por el azufre), dividámoslo por 1 y luego por 8. Los resultados son el número de átomos de Na y S en ambos. la derecha y la izquierda.

Escribámoslos en la ecuación:

Todavía no anteponemos los coeficientes del balance a la fórmula del ácido sulfúrico. Contamos otros metales, si los hay, luego los residuos ácidos, luego el H y, por último, pero no menos importante, comprobamos el oxígeno.

En esta ecuación debería haber 8 átomos de sodio a la derecha y a la izquierda. Los residuos de ácido sulfúrico se utilizan dos veces. De ellos, 4 se convierten en formadores de sales (parte del Na2SO4) y uno se convierte en H2S, es decir, se deben consumir un total de 5 átomos de azufre. Ponemos 5 delante de la fórmula del ácido sulfúrico.

Comprobamos H: hay 5×2=10 átomos de H en el lado izquierdo, solo 4 en el lado derecho, lo que significa que ponemos un coeficiente de 4 delante del agua (no se puede poner delante del sulfuro de hidrógeno, ya que Del equilibrio se desprende que a derecha e izquierda debe haber 1 molécula de H2S. Comprobamos si hay oxígeno. A la izquierda hay 20 átomos de O, a la derecha hay 4x4 de ácido sulfúrico y otros 4 de agua. Todo coincide, lo cual significa que las acciones se realizaron correctamente.

Este es un tipo de actividad que podría tener en mente alguien que preguntara cómo resolver reacciones redox. Si esta pregunta significaba "terminar la ecuación ORR" o "agregar los productos de la reacción", entonces para completar tal tarea no basta con poder elaborar una balanza electrónica. En algunos casos es necesario saber cuáles son los productos de oxidación/reducción, cómo se ven afectados por la acidez del ambiente y diversos factores que se comentarán en otros artículos.

Reacciones redox - vídeo

Apuntes de lecciones de química en noveno grado: “Reacciones de oxidación-reducción”

El propósito de la lección:

Considere la esencia de la reacción redox, repita los conceptos básicos sobre el grado de oxidación, oxidación y reducción.

Equipos y reactivos: Juego de tubos de ensayo, soluciones: CuSO4, H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.

Progreso de una lección de química en noveno grado.

Organizar el tiempo.

Hoy en clase continuaremos. introducción a las reacciones redox, consolidaremos los conocimientos adquiridos en clases anteriores, nos familiarizaremos con las reacciones de oxidación-reducción, descubriremos qué papel tiene el medio ambiente en la ocurrencia de procesos redox. Las ORR se encuentran entre las reacciones químicas más comunes y son de gran importancia en la teoría y la práctica. Los procesos de OM acompañan los ciclos de las sustancias en la naturaleza, están asociados con procesos metabólicos que ocurren en un organismo vivo, descomposición, fermentación, fotosíntesis. Se pueden observar durante la combustión de combustible, durante la fundición de metales, durante la electrólisis y durante los procesos de corrosión. (diapositivas 1-7).

El tema de las reacciones redox no es nuevo; se pidió a los estudiantes que repitieran algunos conceptos y habilidades. ¿Pregunta para la clase? ¿Cuál es el estado de oxidación? (Sin este concepto y la capacidad de determinar el estado de oxidación de elementos químicos, no es posible considerar este tema). Se pide a los estudiantes que determinen el estado de oxidación en los siguientes compuestos: KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3. . Consulta sus tareas con notas en la pizarra. En todos los casos se produce un cambio en el estado de oxidación. Para ello, realizaremos trabajos de laboratorio (en las tablas hay instrucciones para realizar experimentos, instrucciones sobre cómo hacerlo).

Llevar a cabo experimentos :1. CuSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Cu(OH)2

CuSO4 + Fe= CuFeSO4

Ellos organizan y toman notas. Conclusión: no todas las reacciones se clasifican como IMPAR. (diapositiva 8).

¿Cuál es la esencia de OVR? (diapositiva 9).

ORR es la unidad de dos procesos opuestos de oxidación y reducción. En estas reacciones, el número de electrones cedidos por el agente reductor es igual al número de electrones ganados por el agente oxidante. El agente reductor aumenta su estado de oxidación, el agente oxidante disminuye (el lema de la lección no fue elegido por casualidad). Consideremos una reacción química (es de gran importancia desde el punto de vista ambiental porque en condiciones normales le permite para recoger el mercurio derramado accidentalmente.

norte g0 + 2Fe+3Cl3-=2Fe+2Cl2-1 + Hg+2Cl2-1

Hg0 - 2ē → Hg+2

Fe+3+ē→ Fe+2

Se pide a los estudiantes que resuelvan un problema. ¿Cómo afecta el ambiente al comportamiento de un mismo agente oxidante, por ejemplo: KMnO4?

El trabajo de laboratorio 2 se realiza según las siguientes opciones:

2KMnO4+ 5Na2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +3H2O

2KMnO4+ Na2SO3 2KOH= 2K2Mn04+Na2SO4 H2O

2KMnO4 +3Na2SO3 +H2O= 2KOH +3Na2SO4+ 2MnO2

Conclusión: el medio ambiente afecta las propiedades oxidativas de las sustancias (diapositiva 10).

KMnO4 en ambiente ácido - Mn+2 - solución incolora.

En un ambiente neutro, el MnO2 es un precipitado marrón,

En un ambiente alcalino, el MnO4-2 es verde.

Dependiendo del pH de la solución, el KMnO4 oxida diversas sustancias, reduciéndose a compuestos de Mn de distintos grados de oxidación.

La lección está resumida. Se dan calificaciones.

Reflexión.

La clase expresa su opinión sobre el trabajo de la lección.

Tarea

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