HNO3, sales de HNO3

solo agentes oxidantes

Los compuestos con estados de oxidación intermedios del nitrógeno pueden actuar como agentes oxidantes, reduciéndose a estados de oxidación más bajos, o como agentes reductores, oxidándose a estados de oxidación más altos.

Figura 1 – Cambio en el grado de oxidación del nitrógeno

Método de saldo electrónico La ecualización de reacciones redox consiste en cumplir la siguiente regla: el número de electrones donados por todas las partículas de agentes reductores es siempre igual al número de electrones unidos por todas las partículas de agentes oxidantes en una reacción determinada.

Ejemplo 2. Ilustremos el método de la balanza electrónica usando el ejemplo de la oxidación del hierro con oxígeno:
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – proceso de oxidación;

O 2 + 4ē = 2O –2 – proceso de reducción.

En el sistema del agente reductor (semirreacción del proceso de oxidación), el átomo de hierro cede 3 electrones (Apéndice A).

En el sistema oxidante (semirreacción del proceso de reducción), cada átomo de oxígeno acepta 2 electrones, un total de 4 electrones.

El mínimo común múltiplo de los dos números 3 y 4 es 12. Por tanto, el hierro cede 12 electrones y el oxígeno acepta 12 electrones:

Los coeficientes 4 y 3, escritos a la izquierda de las semireacciones durante la suma de sistemas, se multiplican por todos los componentes de las semireacciones. La ecuación general muestra cuántas moléculas o iones deberían aparecer en la ecuación. Una ecuación es correcta cuando el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación es el mismo.

Método de media reacción Se utiliza para igualar reacciones que ocurren en soluciones de electrolitos. En tales casos, en las reacciones participan no solo el agente oxidante y el agente reductor, sino también partículas del medio: moléculas de agua (H 2 O), iones H + y OH –. Es más correcto que tales reacciones utilicen sistemas de iones de electrones (medias reacciones). Al componer semirreacciones en soluciones acuosas, se introducen moléculas de H 2 O e iones H + u OH –, si es necesario, teniendo en cuenta el entorno de reacción. Los electrolitos débiles, escasamente solubles (Apéndice B) y compuestos gaseosos en sistemas iónicos se escriben en forma molecular (Apéndice C).

Consideremos como ejemplos la interacción del sulfato de potasio y el permanganato de potasio en un ambiente ácido y alcalino.

Ejemplo 3. Reacción entre sulfato de potasio y permanganato de potasio. en un ambiente ácido:

Determinemos el cambio en el estado de oxidación de los elementos e indíquelos en la ecuación. El estado de oxidación más alto del manganeso (+7) en KMnO 4 indica que KMnO 4 es un agente oxidante. El azufre en el compuesto K 2 SO 3 tiene un estado de oxidación (+4); es una forma reducida en relación con el azufre (+6) en el compuesto K 2 SO 4. Por tanto, el K 2 SO 3 es un agente reductor. Los iones reales que contienen elementos que cambian el estado de oxidación y sus semireacciones iniciales toman la siguiente forma:

El objetivo de acciones futuras es poner signos iguales en estas medias reacciones en lugar de flechas que reflejen la posible dirección de la reacción. Esto se puede hacer cuando los tipos de elementos, el número de sus átomos y las cargas totales de todas las partículas coinciden en los lados izquierdo y derecho de cada media reacción. Para lograr esto, se utilizan iones o moléculas adicionales del medio. Por lo general, se trata de iones H +, OH – y moléculas de agua. Media reacción
el número de átomos de manganeso es el mismo, pero el número de átomos de oxígeno no es igual, por lo que introducimos cuatro moléculas de agua en el lado derecho de la media reacción: . Realización de acciones similares (igualación de oxígeno) en el sistema.
, obtenemos
. En ambas semirreacciones aparecieron átomos de hidrógeno. Su número se iguala mediante la correspondiente adición en la otra parte de las ecuaciones de un número equivalente de iones de hidrógeno.

Ahora se han igualado todos los elementos incluidos en las ecuaciones de semirreacción. Queda por igualar las cargas de las partículas. En el lado derecho de la primera media reacción, la suma de todas las cargas es +2, mientras que en el lado izquierdo la carga es +7. La igualdad de cargas se logra sumando cinco cargas negativas en forma de electrones (+5 ē) al lado izquierdo de la ecuación. De manera similar, en la ecuación de la segunda semirreacción, es necesario restar 2 ē a la izquierda. Ahora podemos poner signos iguales en las ecuaciones de ambas semireacciones:

-proceso de recuperación;

– proceso de oxidación.

En el ejemplo considerado, la relación entre el número de electrones aceptados durante el proceso de reducción y el número de electrones liberados durante la oxidación es igual a 5 ׃ 2. Para obtener la ecuación de reacción total, es necesario tener en cuenta esta relación mediante Para resumir las ecuaciones de los procesos de reducción y oxidación, multiplique la ecuación de reducción por 2 y la ecuación de oxidación, por 5.

Multiplicando los coeficientes por todos los términos de las ecuaciones de semirreacción y sumando solo sus lados derecho y solo sus lados izquierdo, obtenemos la ecuación de reacción final en forma iónico-molecular:

Reduciendo términos similares restando el mismo número de iones H + y moléculas de H 2 O, obtenemos:

La ecuación iónica total está escrita correctamente, existe correspondencia entre el medio y el molecular. Transferimos los coeficientes obtenidos a la ecuación molecular:

Ejemplo 4. Reacciones entre sulfato de potasio y permanganato de potasio. en un ambiente alcalino:

Determinamos los estados de oxidación de elementos que cambian el estado de oxidación (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Iones reales, que incluyen estos elementos (
,
). Procesos (medias reacciones) de oxidación y reducción:

2
- proceso de recuperación

1 – proceso de oxidación

Ecuación resumida:

En la ecuación iónica total existe una correspondencia del medio. Transferimos los coeficientes a la ecuación molecular:

Las reacciones de oxidación-reducción se dividen en los siguientes tipos:

oxidación-reducción intermolecular;

autooxidación-autocuración (desproporción);

oxidación intramolecular - reducción.

Reacciones intermoleculares de oxidación-reducción. - son reacciones en las que el agente oxidante está en una molécula y el agente reductor en otra.

Ejemplo 5. Cuando el hidróxido de hierro se oxida en un ambiente húmedo, se produce la siguiente reacción:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – proceso de oxidación;

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH – – proceso de reducción.

Para garantizar que los sistemas electrón-ion estén escritos correctamente, es necesario verificar: las partes izquierda y derecha de las semireacciones deben contener la misma cantidad de átomos elementales y carga. Luego, igualando el número de electrones aceptados y donados, resumimos las semireacciones:

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3

Reacciones de autooxidación-autocuración (reacciones de desproporción) - Se trata de reacciones durante las cuales parte de la cantidad total de un elemento se oxida y la otra parte se reduce, típicas de elementos con un estado de oxidación intermedio.

Ejemplo 6. Cuando el cloro reacciona con el agua se obtiene una mezcla de ácidos clorhídrico e hipocloroso (HClO):

Aquí el cloro sufre tanto oxidación como reducción:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – proceso de oxidación;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – proceso de reducción.

2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl

Ejemplo 7 . Desproporción del ácido nitroso:

En este caso, la oxidación y la reducción sufren que contiene HNO 2:

Ecuación resumida:

HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NO + 3H + + 2NO + 2H 2 O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Reacciones de oxidación-reducción intramoleculares. Es un proceso en el que un componente de la molécula sirve como agente oxidante y el otro como agente reductor. Ejemplos de oxidación-reducción intramolecular incluyen muchos procesos de disociación térmica.

Ejemplo 8. Disociación térmica de NH 4 NO 2:

Aquí el ion es NH se oxida y el ion NO se reduce a nitrógeno libre:

12 NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 2 NO + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2 NH +2NO + 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O

Ejemplo 9 . Reacción de descomposición del dicromato de amonio:

12 NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 Cr 2 O + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2 NH +Cr2O + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Reacciones redox que involucran más de dos elementos que cambian el estado de oxidación.

Ejemplo 10. Un ejemplo es la reacción del sulfuro de hierro con ácido nítrico, donde durante la reacción tres elementos (Fe, S, N) cambian el estado de oxidación:

FeS2 + HNO3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...

La ecuación no está completamente escrita y el uso de sistemas electrón-ion (medias reacciones) nos permitirá completar la ecuación. Considerando los estados de oxidación de los elementos involucrados en la reacción, determinamos que en FeS 2 se oxidan dos elementos (Fe, S), y el agente oxidante es
(), que se reduce a NO:

S –1 → ()

Escribimos la semirreacción de oxidación del FeS 2:

FeS2 → Fe3+ +

La presencia de dos iones Fe 3+ en Fe 2 (SO 4) 3 sugiere duplicar el número de átomos de hierro al escribir más la semirreacción:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Al mismo tiempo igualamos el número de átomos de azufre y oxígeno, obtenemos:

2FeS 2 + 16H 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 átomos de hidrógeno, al introducir 16 moléculas de H 2 O en el lado izquierdo de la ecuación, igualamos sumando el número equivalente de iones de hidrógeno (32 H +) en el lado derecho de la ecuación:

2FeS 2 + 16H 2 O → 2Fe 3+ + 4
+32H+

La carga en el lado derecho de la ecuación es +30. Para que el lado izquierdo tenga lo mismo (+30), es necesario restar 30 ē:

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32H + – oxidación;

10NO + 4Н + + 3 ē = NO + 2H 2 O – reducción.

2FeS 2 +16Н 2 O+10NO +40H + = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + + 10NO + 20H 2 O

2FeS 2 +10НNO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32Н + + 4H 2 O

H2SO4 +30H +

Reducimos ambos lados de la ecuación por la misma cantidad de iones (30 H +) usando el método de resta y obtenemos:

2FeS 2 +10HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO + H 2 SO 4 + 4H 2 O

Energía de reacciones redox. . La condición para la ocurrencia espontánea de cualquier proceso, incluida una reacción redox, es la desigualdad ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

donde n es el número de electrones transferidos por el agente reductor al oxidante en el acto elemental de oxidación-reducción;

F – número de Faraday;

ε – fuerza electromotriz (EMF) de la reacción redox.

La fuerza electromotriz de una reacción redox está determinada por la diferencia de potencial entre el agente oxidante y el agente reductor:

ε = mi ok – mi en,

En condiciones estándar:

ε ° = E ° ok – E ° pulg.

Entonces, si la condición para la ocurrencia espontánea del proceso es la desigualdad ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Si n y F son números positivos, entonces es necesario que ε ° > 0, y esto es posible cuando E ° ok > E ° in. De ello se deduce que la condición para la ocurrencia espontánea de una reacción redox es la desigualdad E ° ok > E ° in.

Ejemplo 11. Determine la posibilidad de que ocurra una reacción redox:

Habiendo determinado los estados de oxidación de los elementos que cambian el estado de oxidación, anotamos las semireacciones del agente oxidante y del agente reductor, indicando sus potenciales:

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 V

2H + + 2ē = H 2 E ° bien = 0,0 V

De las semirreacciones se desprende claramente que E° está bien.< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Esta reacción sólo es posible en sentido contrario, para lo cual ∆G°< 0.

Ejemplo 12. Calcule la energía de Gibbs y la constante de equilibrio para la reducción de permanganato de potasio con sulfato de hierro (II).

Semireacciones de agente oxidante y agente reductor:

2 E° bien = +1,52V

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ E ° pulg = +0,77 V

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(E ° ok – E ° in),

donde n = 10, dado que el agente reductor cede 10 ē, el agente oxidante acepta 10 ē en el acto elemental de oxidación-reducción.

∆G° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 J,

∆G° = –725 kJ.

Considerando que el cambio estándar en la energía de Gibbs está relacionado con su constante de equilibrio (K c) por la relación:

∆G° = –RTlnК s o n·F·ε = RTlnК s,

donde R = 8,31 J mol –1 K –1,

F
96500 C mol –1, T = 298 K.

Determinamos la constante de equilibrio para esta reacción poniendo valores constantes en la ecuación, convirtiendo el logaritmo natural a decimal:

Kc = 10.127.

Los datos obtenidos indican que la reacción de reducción del permanganato de potasio considerada es reactiva (∆G ° = – 725 kJ), el proceso se desarrolla de izquierda a derecha y es prácticamente irreversible (K c = 10,127).

La lección examina la esencia de las reacciones redox y su diferencia con las reacciones de intercambio iónico. Se explican los cambios en los estados de oxidación del agente oxidante y del agente reductor. Se introduce el concepto de balanza electrónica.

Tema: reacciones redox

Lección: Reacciones Redox

Considere la reacción del magnesio con el oxígeno. Anotamos la ecuación de esta reacción y ordenamos los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos:

Como puede verse, los átomos de magnesio y oxígeno en los materiales de partida y productos de reacción tienen diferentes estados de oxidación. Anotemos diagramas de los procesos de oxidación y reducción que ocurren con los átomos de magnesio y oxígeno.

Antes de la reacción, los átomos de magnesio tenían un estado de oxidación cero, después de la reacción - +2. Así, el átomo de magnesio ha perdido 2 electrones:

El magnesio dona electrones y se oxida, lo que significa que es un agente reductor.

Antes de la reacción, el estado de oxidación del oxígeno era cero y después de la reacción pasó a ser -2. Así, el átomo de oxígeno se añadió 2 electrones a sí mismo:

El oxígeno acepta electrones y se reduce, lo que significa que es un agente oxidante.

Anotemos el esquema general de oxidación y reducción:

El número de electrones dados es igual al número de electrones recibidos. Se mantiene el saldo electrónico.

EN reacciones redox Se producen procesos de oxidación y reducción, lo que significa que cambian los estados de oxidación de los elementos químicos. Este es un sello reacciones redox.

Las reacciones redox son reacciones en las que los elementos químicos cambian su estado de oxidación.

Veamos ejemplos específicos de cómo distinguir una reacción redox de otras reacciones.

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

Para decir si una reacción es redox, es necesario asignar los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos químicos.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

Tenga en cuenta que los estados de oxidación de todos los elementos químicos a la izquierda y a la derecha del signo igual permanecen sin cambios. Esto significa que esta reacción no es redox.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Como resultado de esta reacción, los estados de oxidación del carbono y el oxígeno cambiaron. Además, el carbono aumentó su estado de oxidación y el oxígeno disminuyó. Anotemos los esquemas de oxidación y reducción:

C -8e = C - proceso de oxidación

О +2е = О - proceso de recuperación

De modo que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, es decir en conjunto con balance electrónico, es necesario multiplicar la segunda semirreacción por un factor de 4:

C -8e = C - agente reductor, se oxida

O +2е = O 4 agente oxidante, reducido

Durante la reacción, el agente oxidante acepta electrones, bajando su estado de oxidación, y se reduce.

El agente reductor cede electrones durante la reacción, aumentando su estado de oxidación, se oxida.

1. Mikityuk A.D. Colección de problemas y ejercicios de química. 8-11 grados / A.D. Mikityuk. - M.: Editorial. "Examen", 2009. (p.67)

2. Orzhekovsky P.A. Química: 9º grado: libro de texto. para educación general establecimiento / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Química: inorgánica. química. Organo. química: libro de texto. para noveno grado. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Colección de problemas y ejercicios de química para bachillerato. - M.: RIA “Nueva Ola”: Editorial Umerenkov, 2008. (p.54-55)

5. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed. VIRGINIA. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (págs. 70-77)

Recursos web adicionales

1. Una colección unificada de recursos educativos digitales (experiencias en video sobre el tema) ().

2. Una colección unificada de recursos educativos digitales (tareas interactivas sobre el tema) ().

3. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().

Tarea

1. No. 10.40 - 10.42 de la “Colección de problemas y ejercicios de química para la escuela secundaria” de I.G. Khomchenko, 2ª ed., 2008

2. La participación en la reacción de sustancias simples es un signo seguro de una reacción redox. Explicar por qué. Escriba las ecuaciones para las reacciones de compuesto, sustitución y descomposición que involucran oxígeno O 2.

9.1. ¿Cuáles son las reacciones químicas?

Recordemos que a cualquier fenómeno químico de la naturaleza lo llamamos reacciones químicas. Durante una reacción química, algunos enlaces químicos se rompen y se forman otros. Como resultado de la reacción, a partir de algunas sustancias químicas se obtienen otras sustancias (ver Capítulo 1).

Mientras hacía su tarea para el § 2.5, se familiarizó con la selección tradicional de cuatro tipos principales de reacciones de todo el conjunto de transformaciones químicas, y luego también propuso sus nombres: reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.

Ejemplos de reacciones compuestas:

C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)

Ejemplos de reacciones de descomposición:

2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)

Ejemplos de reacciones de sustitución:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)

Ejemplos de reacciones de intercambio:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (once)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)

La clasificación tradicional de reacciones químicas no cubre toda su diversidad; además de los cuatro tipos principales de reacciones, también existen muchas reacciones más complejas.
La identificación de otros dos tipos de reacciones químicas se basa en la participación en ellas de dos importantes partículas no químicas: el electrón y el protón.
Durante algunas reacciones se produce una transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. En este caso, cambian los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen las sustancias de partida; de los ejemplos dados, estas son las reacciones 1, 4, 6, 7 y 8. Estas reacciones se llaman redox.

En otro grupo de reacciones, un ion hidrógeno (H+), es decir, un protón, pasa de una partícula reaccionante a otra. Este tipo de reacciones se denominan reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones.

Entre los ejemplos dados, tales reacciones son las reacciones 3, 10 y 11. Por analogía con estas reacciones, las reacciones redox a veces se denominan reacciones de transferencia de electrones. Se familiarizará con OVR en el § 2 y con KOR en los siguientes capítulos.

REACCIONES COMPUESTAS, REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN, REACCIONES DE SUSTITUCIÓN, REACCIONES DE INTERCAMBIO, REACCIONES REDOX, REACCIONES ÁCIDO-BASE.
Escriba las ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH)2 CuO + H2O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + FeFeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); metro) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Indique el tipo tradicional de reacción. Etiquete las reacciones redox y ácido-base. En reacciones redox, indique qué átomos de elementos cambian sus estados de oxidación.

Consideremos la reacción redox que ocurre en los altos hornos durante la producción industrial de hierro (más precisamente, hierro fundido) a partir de mineral de hierro:

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.

Determinemos los estados de oxidación de los átomos que forman tanto las sustancias de partida como los productos de reacción.

Como puede ver, el estado de oxidación de los átomos de carbono aumentó como resultado de la reacción, el estado de oxidación de los átomos de hierro disminuyó y el estado de oxidación de los átomos de oxígeno permaneció sin cambios. En consecuencia, los átomos de carbono en esta reacción sufrieron oxidación, es decir, perdieron electrones ( oxidado), y los átomos de hierro – reducción, es decir, agregaron electrones ( recuperado) (ver § 7.16). Para caracterizar OVR, se utilizan los conceptos. oxidante Y agente reductor.

Así, en nuestra reacción los átomos oxidantes son átomos de hierro y los átomos reductores son átomos de carbono.

En nuestra reacción, el agente oxidante es óxido de hierro (III) y el agente reductor es monóxido de carbono (II).
En los casos en que los átomos oxidantes y los átomos reductores formen parte de una misma sustancia (ejemplo: reacción 6 del párrafo anterior), no se utilizan los conceptos de “sustancia oxidante” y “sustancia reductora”.
Así, los agentes oxidantes típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a ganar electrones (total o parcialmente), bajando su estado de oxidación. De las sustancias simples, se trata principalmente de halógenos y oxígeno y, en menor medida, de azufre y nitrógeno. De sustancias complejas: sustancias que contienen átomos en estados de oxidación superiores que no tienden a formar iones simples en estos estados de oxidación: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl+V), KClO 4 (Cl+VII), etc.
Los agentes reductores típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a donar total o parcialmente electrones, aumentando su estado de oxidación. Las sustancias simples incluyen hidrógeno, metales alcalinos y alcalinotérreos y aluminio. De las sustancias complejas: H 2 S y sulfuros (S –II), SO 2 y sulfitos (S +IV), yoduros (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
En general, casi todas las sustancias complejas y muchas simples pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras. Por ejemplo:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 es un agente reductor fuerte);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 es un agente oxidante débil);
C + O 2 = CO 2 (t) (C es un agente reductor);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C es un agente oxidante).
Volvamos a la reacción que comentamos al principio de esta sección.

Tenga en cuenta que como resultado de la reacción, los átomos oxidantes (Fe + III) se convirtieron en átomos reductores (Fe 0) y los átomos reductores (C + II) se convirtieron en átomos oxidantes (C + IV). Pero el CO 2 es un agente oxidante muy débil en cualquier condición, y el hierro, aunque es un agente reductor, en estas condiciones es mucho más débil que el CO. Por lo tanto, los productos de reacción no reaccionan entre sí y no se produce la reacción inversa. El ejemplo dado es una ilustración del principio general que determina la dirección del flujo del OVR:

Las reacciones redox proceden en la dirección de la formación de un agente oxidante más débil y un agente reductor más débil.

Las propiedades redox de sustancias sólo pueden compararse en condiciones idénticas. En algunos casos, esta comparación se puede hacer de forma cuantitativa.
Mientras hacía su tarea para el primer párrafo de este capítulo, se convenció de que es bastante difícil seleccionar coeficientes en algunas ecuaciones de reacción (especialmente ORR). Para simplificar esta tarea en el caso de reacciones redox, se utilizan los dos métodos siguientes:
A) método de equilibrio electrónico Y
b) método de equilibrio de iones de electrones.
Ahora aprenderá el método del balance electrónico, y el método del balance electrónico-ion generalmente se estudia en instituciones de educación superior.
Ambos métodos se basan en el hecho de que los electrones en las reacciones químicas no desaparecen ni aparecen por ningún lado, es decir, el número de electrones aceptados por los átomos es igual al número de electrones cedido por otros átomos.
El número de electrones dados y aceptados en el método del equilibrio electrónico está determinado por el cambio en el estado de oxidación de los átomos. Al utilizar este método, es necesario conocer la composición tanto de las sustancias de partida como de los productos de reacción.
Veamos la aplicación del método del saldo electrónico mediante ejemplos.

Ejemplo 1. Creemos una ecuación para la reacción del hierro con el cloro. Se sabe que el producto de esta reacción es cloruro de hierro (III). Anotemos el esquema de reacción:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos que componen las sustancias que participan en la reacción:

Los átomos de hierro ceden electrones y las moléculas de cloro los aceptan. Expresemos estos procesos. ecuaciones electronicas:
Fe – 3 mi– = Fe+III,
Cl2+2 mi –= 2Cl –I.

Para que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, la primera ecuación electrónica debe multiplicarse por dos y la segunda por tres:

Introduciendo los coeficientes 2 y 3 en el esquema de reacción, obtenemos la ecuación de reacción:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.

Ejemplo 2. Creemos una ecuación para la reacción de combustión del fósforo blanco en exceso de cloro. Se sabe que el cloruro de fósforo (V) se forma en estas condiciones:

Las moléculas de fósforo blanco ceden electrones (se oxidan) y las moléculas de cloro los aceptan (reducen):

Los factores obtenidos inicialmente (2 y 20) tenían un divisor común, por el cual (como los futuros coeficientes en la ecuación de reacción) se dividían. Ecuación de reacción:

P4 + 10Cl2 = 4PCl5.

Ejemplo 3. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el sulfuro de hierro (II) se tuesta en oxígeno.

Esquema de reacción:

En este caso, se oxidan tanto los átomos de hierro (II) como los de azufre (–II). La composición del sulfuro de hierro (II) contiene átomos de estos elementos en una proporción de 1:1 (consulte los índices en la fórmula más simple).
Balance electrónico:

Ecuación de reacción: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Ejemplo 4. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el disulfuro de hierro (II) (pirita) se tuesta en oxígeno.

Esquema de reacción:

Como en el ejemplo anterior, aquí también se oxidan los átomos de hierro(II) y los átomos de azufre, pero con el estado de oxidación I. Los átomos de estos elementos están incluidos en la composición de la pirita en una proporción de 1:2 (ver la índices en la fórmula más simple). Es en este sentido que reaccionan los átomos de hierro y azufre, lo que se tiene en cuenta a la hora de elaborar una balanza electrónica:

Ecuación de reacción: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

También hay casos más complejos de ODD, algunos de los cuales te familiarizarás mientras haces tu tarea.

ÁTOMO OXIDANTE, ÁTOMO REDUCTOR, SUSTANCIA OXIDANTE, SUSTANCIA REDUCTORA, MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO, ECUACIONES ELECTRÓNICAS.
1. Confeccionar una balanza electrónica para cada ecuación OVR indicada en el texto del § 1 de este capítulo.
2. Invente ecuaciones para las ORR que descubrió al completar la tarea del § 1 de este capítulo. Esta vez, utilice el método de saldo electrónico para establecer las probabilidades. 3.Utilizando el método del balance electrónico, cree ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na2O2 + NaNa2O;
d) Al + Br2 AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
l) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
norte) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

¿Por qué ocurren las reacciones químicas?
Para responder a esta pregunta, recordemos por qué los átomos individuales se combinan en moléculas, por qué se forma un cristal iónico a partir de iones aislados y por qué se aplica el principio de mínima energía cuando se forma la capa electrónica de un átomo. La respuesta a todas estas preguntas es la misma: porque es energéticamente beneficioso. Esto significa que durante tales procesos se libera energía. Parecería que las reacciones químicas deberían ocurrir por la misma razón. De hecho, se pueden llevar a cabo muchas reacciones durante las cuales se libera energía. Se libera energía, normalmente en forma de calor.

Si durante una reacción exotérmica el calor no tiene tiempo de eliminarse, entonces el sistema de reacción se calienta.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano.

CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)

Se libera tanto calor que el metano se utiliza como combustible.
El hecho de que esta reacción libere calor se puede reflejar en la ecuación de reacción:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + P.

Este es el llamado ecuación termoquímica. Aquí el símbolo "+ q" significa que cuando se quema metano, se libera calor. Este calor se llama efecto térmico de la reacción.
¿De dónde viene el calor liberado?
Sabes que durante las reacciones químicas se rompen y se forman enlaces químicos. En este caso, se rompen los enlaces entre los átomos de carbono e hidrógeno en las moléculas de CH 4, así como entre los átomos de oxígeno en las moléculas de O 2. En este caso, se forman nuevos enlaces: entre átomos de carbono y oxígeno en las moléculas de CO 2 y entre átomos de oxígeno e hidrógeno en las moléculas de H 2 O. Para romper los enlaces es necesario gastar energía (ver "energía de enlace", "energía de atomización" ), y al formar enlaces se libera energía. Obviamente, si los “nuevos” enlaces son más fuertes que los “viejos”, entonces se liberará más energía de la que se absorberá. La diferencia entre la energía liberada y absorbida es el efecto térmico de la reacción.
El efecto térmico (cantidad de calor) se mide en kilojulios, por ejemplo:

2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ.

Esta notación significa que se liberarán 484 kilojulios de calor si dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir dos moles de agua gaseosa (vapor de agua).

De este modo, en ecuaciones termoquímicas, los coeficientes son numéricamente iguales a las cantidades de sustancia de los reactivos y productos de reacción..

¿Qué determina el efecto térmico de cada reacción específica?
El efecto térmico de la reacción depende.
a) sobre los estados agregativos de las sustancias de partida y de los productos de reacción,
b) sobre la temperatura y
c) de si la transformación química se produce a volumen constante o a presión constante.
La dependencia del efecto térmico de una reacción del estado de agregación de las sustancias se debe al hecho de que los procesos de transición de un estado de agregación a otro (como algunos otros procesos físicos) van acompañados de la liberación o absorción de calor. Esto también se puede expresar mediante una ecuación termoquímica. Ejemplo – ecuación termoquímica para la condensación de vapor de agua:

H2O (g) = H2O (l) + P.

En las ecuaciones termoquímicas y, si es necesario, en las ecuaciones químicas ordinarias, los estados agregativos de las sustancias se indican mediante índices de letras:
(d) – gas,
(g) – líquido,
(t) o (cr) – sustancia sólida o cristalina.
La dependencia del efecto térmico de la temperatura está asociada con diferencias en las capacidades caloríficas. Materiales de partida y productos de reacción.
Dado que el volumen del sistema siempre aumenta como resultado de una reacción exotérmica a presión constante, parte de la energía se gasta en realizar trabajo para aumentar el volumen y el calor liberado será menor que si la misma reacción ocurre a un volumen constante. .
Los efectos térmicos de las reacciones generalmente se calculan para reacciones que ocurren a volumen constante a 25 °C y se indican con el símbolo q o.
Si la energía se libera solo en forma de calor y una reacción química se desarrolla a un volumen constante, entonces el efecto térmico de la reacción ( QV) es igual al cambio energía interna(D Ud.) sustancias que participan en la reacción, pero con el signo opuesto:

Q V = – Ud..

Se entiende por energía interna de un cuerpo la energía total de las interacciones intermoleculares, los enlaces químicos, la energía de ionización de todos los electrones, la energía de enlace de los nucleones en los núcleos y todos los demás tipos de energía conocidos y desconocidos "almacenados" por este cuerpo. El signo “-” se debe a que cuando se libera calor, la energía interna disminuye. Eso es

Ud.= – QV .

Si la reacción ocurre a presión constante, entonces el volumen del sistema puede cambiar. Hacer trabajo para aumentar el volumen también requiere parte de la energía interna. En este caso

U = –(QP+A) = –(QP+PV),

Dónde qp– el efecto térmico de una reacción que ocurre a presión constante. De aquí

Q P = – ARRIBAV .

Un valor igual a U+PV tengo el nombre Cambio de entalpia y denotado por D h.

H=U+PV.

Por eso

Q P = – h.

Por tanto, a medida que se libera calor, la entalpía del sistema disminuye. De ahí el antiguo nombre de esta magnitud: “contenido calorífico”.
A diferencia del efecto térmico, un cambio de entalpía caracteriza una reacción independientemente de si ocurre a volumen o presión constante. Las ecuaciones termoquímicas escritas usando el cambio de entalpía se llaman ecuaciones termoquímicas en forma termodinámica. En este caso, se da el valor del cambio de entalpía en condiciones estándar (25 °C, 101,3 kPa), denotado Ho. Por ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) Ho= – 484kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) Ho= – 65 kJ.

Dependencia de la cantidad de calor liberado en la reacción ( q) del efecto térmico de la reacción ( q o) y la cantidad de sustancia ( norte B) uno de los participantes en la reacción (sustancia B - sustancia de partida o producto de reacción) se expresa mediante la ecuación:

Aquí B es la cantidad de sustancia B, especificada por el coeficiente delante de la fórmula de la sustancia B en la ecuación termoquímica.

Tarea

Determine la cantidad de sustancia de hidrógeno quemada en oxígeno si se liberaran 1694 kJ de calor.

Solución

¿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

Objetivo: desarrollo de habilidades en la elaboración de ecuaciones de procesos redox que involucran compuestos orgánicos.

Métodos: cuento, trabajo con presentación, discusión, trabajo independiente, trabajo en grupo.

Maestro:

¿Qué son las reacciones de oxidación-reducción desde el punto de vista del concepto de “grado de oxidación de los elementos químicos”? (diapositiva 2)

/ Las reacciones de oxidación-reducción son aquellas reacciones en las que los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y, por regla general, cambian los estados de oxidación de los elementos./

Consideremos el proceso usando el ejemplo de la interacción de acetaldehído con ácido sulfúrico concentrado:

Al compilar esta ecuación, se utiliza el método de balanza electrónica. El método se basa en comparar los estados de oxidación de los átomos en los materiales de partida y los productos de reacción. El principal requisito al componer ecuaciones utilizando este método es que la cantidad de electrones dados debe ser igual a la cantidad de electrones recibidos.

Las reacciones de oxidación-reducción son reacciones en las que los electrones se transfieren de un átomo, molécula o ion a otro.

La oxidación es el proceso de perder electrones y aumentar el estado de oxidación.

La reducción es el proceso de agregar electrones y el estado de oxidación disminuye.

Los átomos, moléculas o iones que donan electrones se oxidan; son agentes reductores.
Los átomos, iones o moléculas que aceptan electrones se reducen; son agentes oxidantes.

La oxidación siempre va acompañada de una reducción; la reducción está asociada a la oxidación.

Las reacciones de oxidación-reducción son la unidad de dos procesos opuestos: oxidación y reducción.

Trabajo independiente No. 2 según la tarjeta de instrucciones: usando el método de balanza electrónica, encuentre y coloque los coeficientes en el siguiente esquema de reacción redox:

MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)

Maestro:

Sin embargo, aprender a encontrar coeficientes en OVR no significa poder compilarlos. Es necesario conocer el comportamiento de las sustancias en la reacción de reacción, prever el curso de las reacciones y determinar la composición de los productos resultantes dependiendo de las condiciones de la reacción.

Para comprender en qué casos los elementos se comportan como agentes oxidantes y en cuáles, como agentes reductores, es necesario recurrir a la tabla periódica de D.I. Mendeleev. Si hablamos de sustancias simples, entonces las propiedades reductoras deberían ser inherentes a aquellos elementos que tienen un radio atómico mayor en comparación con otros y un número pequeño (1 - 3) de electrones en el nivel de energía externo. Por tanto, pueden regalarlos con relativa facilidad. Se trata principalmente de metales. Sus propiedades reductoras más poderosas son las de los metales alcalinos y alcalinotérreos ubicados en los principales subgrupos de los grupos I y II (por ejemplo, sodio, potasio, calcio, etc.).

Los no metales más típicos, que tienen una estructura casi completa de la capa externa de electrones y un radio atómico significativamente menor en comparación con los metales del mismo período, aceptan electrones con bastante facilidad y se comportan como agentes oxidantes en reacciones redox. Los agentes oxidantes más potentes son los elementos ligeros de los principales subgrupos VI - VII, por ejemplo flúor, cloro, bromo, oxígeno, azufre, etc.

Al mismo tiempo, debemos recordar que la división de sustancias simples en agentes oxidantes y reductores es tan relativa como la división en metales y no metales. Si los no metales entran en un ambiente donde hay presente un agente oxidante más fuerte, pueden exhibir propiedades reductoras. Los elementos en diferentes estados de oxidación pueden comportarse de manera diferente.

Si un elemento tiene su estado de oxidación más alto, entonces sólo puede ser un agente oxidante. Por ejemplo, en HN +5 O 3, el nitrógeno en estado + 5 solo puede ser un agente oxidante y aceptar electrones.

Sólo un elemento en el estado de oxidación más bajo puede ser un agente reductor. Por ejemplo, en N -3 H 3, el nitrógeno en el estado -3 puede donar electrones, es decir es un agente reductor.

Los elementos en estados de oxidación positivos intermedios pueden donar y aceptar electrones y, por lo tanto, pueden comportarse como agentes oxidantes o reductores según las condiciones. Por ejemplo, N +3, S +4. Cuando se colocan en un ambiente con un agente oxidante fuerte, se comportan como agentes reductores. Y, a la inversa, en un ambiente reductor se comportan como agentes oxidantes.

Según sus propiedades redox, las sustancias se pueden dividir en tres grupos:

agentes oxidantes

agentes reductores

agentes oxidantes - agentes reductores

Trabajo independiente No. 3 en la tarjeta de instrucciones: en cuál de los esquemas de ecuaciones de reacción dados el MnO 2 exhibe las propiedades de un agente oxidante y en cuál, las propiedades de un agente reductor:

2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 es un agente reductor)

MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 es un agente oxidante)

Los agentes oxidantes más importantes y sus productos reductores.

1. Ácido sulfúrico: el H 2 SO 4 es un agente oxidante.

A) Ecuación para la interacción del zinc con H 2 SO 4 diluido (diapositiva 3)

¿Qué ion es el agente oxidante en esta reacción? (H+)

El producto de la reducción del metal en la serie de voltaje hasta el hidrógeno es H2.

B) Consideremos otra reacción: la interacción del zinc con H 2 SO 4 concentrado (diapositiva 4)

¿Qué átomos cambian de estado de oxidación? (zinc y azufre)

El ácido sulfúrico concentrado (98%) contiene un 2% de agua y la sal se obtiene en solución. En realidad, la reacción involucra iones sulfato. El producto de la reducción es sulfuro de hidrógeno.

Dependiendo de la actividad del metal, los productos de reducción del H 2 SO 4 concentrado son diferentes: H 2 S, S, SO 2.

2. Otro ácido, el nítrico, también es un agente oxidante debido al ion nitrato NO 3 -. La capacidad oxidante del ion nitrato es significativamente mayor que la del ion H+ y el ion hidrógeno no se reduce a un átomo, por lo tanto, cuando el ácido nítrico interactúa con metales, nunca se libera hidrógeno, sino que se forman varios compuestos nitrogenados. Esto depende de la concentración de ácido y de la actividad del metal. El ácido nítrico diluido se reduce más profundamente que el concentrado (para el mismo metal) (diapositiva 6)

Los diagramas indican productos cuyo contenido es el más alto entre los posibles productos de reducción de ácido.

El oro y el platino no reaccionan con el HNO3, pero estos metales se disuelven en "regia vodka", una mezcla de ácidos clorhídrico y nítrico concentrados en una proporción de 3: 1.

Au + 3HCI (conc.) + HNO 3 (conc.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O

3. El agente oxidante más potente entre las sustancias simples es el flúor. Pero es demasiado activo y difícil de obtener de forma gratuita. Por tanto, en los laboratorios se utiliza permanganato de potasio KMnO 4 como agente oxidante. Su capacidad oxidante depende de la concentración de la solución, la temperatura y el medio ambiente.

Creando una situación problemática: estaba preparando una solución de permanganato de potasio (“permanganato de potasio”) para la lección, derramé un vaso con la solución y manché mi capa química favorita. Sugiera (después de realizar un experimento de laboratorio) una sustancia que pueda usarse para limpiar la bata.

Las reacciones de oxidación-reducción pueden ocurrir en diversos ambientes. Dependiendo del medio ambiente, la naturaleza de la reacción entre las mismas sustancias puede cambiar: el medio ambiente afecta el cambio en los estados de oxidación de los átomos.

Normalmente, se agrega ácido sulfúrico para crear un ambiente ácido. El clorhídrico y el nitrógeno se utilizan con menos frecuencia, porque el primero es capaz de oxidarse y el segundo es en sí mismo un agente oxidante fuerte y puede provocar procesos secundarios. Para crear un ambiente alcalino, se usa hidróxido de potasio o sodio y agua para crear un ambiente neutro.

Experiencia de laboratorio: (regulaciones de TB)

Se vierten 1-2 ml de una solución diluida de permanganato de potasio en cuatro tubos de ensayo numerados. Agregue unas gotas de solución de ácido sulfúrico al primer tubo de ensayo, agua al segundo, hidróxido de potasio al tercero y deje el cuarto tubo como control. Luego vierta la solución de sulfito de sodio en los primeros tres tubos de ensayo, agitando suavemente. Controlar. ¿Cómo cambia el color de la solución en cada tubo de ensayo? (diapositivas 7, 8)

Resultados del experimento de laboratorio:

Productos de reducción KMnO 4 (MnO 4) -:

en un ambiente ácido – Mn+ 2 (sal), solución incolora;

en ambiente neutro – MnO 2, precipitado marrón;

en medio alcalino - MnO 4 2-, solución verde. (diapositiva 9,)

A los esquemas de reacción:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Seleccione probabilidades utilizando el método de saldo electrónico. Especificar el agente oxidante y el agente reductor (diapositiva 10)

(La tarea es de varios niveles: los estudiantes fuertes escriben los productos de reacción de forma independiente)

Ha realizado un experimento de laboratorio, sugiera una sustancia que pueda usarse para limpiar la bata.

Experiencia de demostración:

Las manchas de una solución de permanganato de potasio se eliminan rápidamente con una solución de peróxido de hidrógeno acidificada con ácido acético:

2KMnO 4 + 9H 2 O2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COCINAR + 7O 2 + 12H 2 O

Las manchas viejas de permanganato de potasio contienen óxido de manganeso (IV), por lo que se producirá otra reacción:

MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (diapositiva 12)

Después de quitar las manchas, se debe enjuagar la pieza de tela con agua.

Maestro:

La importancia de las reacciones redox.

Meta: Mostrar a los estudiantes la importancia de las reacciones redox en la química, la tecnología y la vida humana cotidiana. Métodos: presentación, discusión, trabajo independiente, trabajo en grupo.

Es imposible considerar toda la variedad de reacciones redox en el marco de una lección. Pero no se puede subestimar su importancia en la química, la tecnología y la vida humana cotidiana. Las reacciones redox son la base de la producción de metales y aleaciones, hidrógeno y halógenos, álcalis y fármacos. El funcionamiento de las membranas biológicas y muchos procesos naturales están asociados con reacciones redox: metabolismo, fermentación, respiración, fotosíntesis. Sin comprender la esencia y los mecanismos de las reacciones redox, es imposible imaginar el funcionamiento de las fuentes de energía química (acumuladores y baterías), la producción de recubrimientos protectores y el procesamiento magistral de las superficies metálicas de los productos. Para el blanqueo y la desinfección se utilizan las propiedades oxidantes de agentes tan conocidos como el peróxido de hidrógeno, el permanganato de potasio, el cloro y el cloro o la lejía. El cloro, como agente oxidante fuerte, se utiliza para esterilizar agua limpia y desinfectar aguas residuales.

Trabajando con la presentación, escribiendo en un cuaderno.