Reacții redox 9. Reacții redox

Lecția din clasa a IX-a pe tema:

„REACȚII DE OXIDARE-REDUCERE (ORR)”

TDC

Educarea: creați condiții pentru promovarea activității și a independenței atunci când studiați acest subiect, precum și capacitatea de a lucra în grup și capacitatea de a vă asculta colegii de clasă.

Dezvoltare: continuă să-și dezvolte gândirea logică, abilitățile de a observa, analiza și compara, de a găsi relații cauză-efect, de a trage concluzii, de a lucra cu algoritmi și de a dezvolta interesul pentru subiect.

Educational:

1. consolidarea conceptelor de „stare de oxidare”, procese de „oxidare”, „reducere”;
2. consolidarea abilităților de întocmire a ecuațiilor reacțiilor redox folosind metoda balanței electronice;
3. învață să prezică produsele reacțiilor redox.

ÎN CURILE:

1. Organizarea timpului.
2. Actualizarea cunoștințelor.

1. Ce reguli pentru determinarea gradului de atomi ale elementelor chimice cunoașteți? (diapozitivul 1)
2. Finalizați sarcina (diapozitivul 2)
3. Finalizați autotestul (diapozitivul 3)

1. Învățarea de materiale noi.

1. Finalizați sarcina (diapozitivul 4)

Determinați ce se întâmplă cu starea de oxidare a sulfului în timpul următoarelor tranziții:

A) H 2 S → SO 2 → SO 3

B) SO2 → H2SO3 → Na2SO3

Ce concluzie se poate trage după finalizarea celui de-al doilea lanț genetic?

În ce grupe pot fi clasificate reacțiile chimice pe baza modificărilor stării de oxidare a atomilor elementelor chimice?

1. Să verificăm (diapozitivul 5).

1. Încheiem: Pe baza schimbării stării de oxidare a atomilor elementelor chimice care participă la o reacție chimică, se disting reacțiile - cu o modificare a CO și fără o modificare a CO.

1. Deci, să definim subiectul lecțieiREACȚII REDOX (ORR).

1. Scriem definiția

OVR – reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor,

Conțin reactanți

1. Să încercăm să ne dăm seama - care este particularitatea proceselor de oxidare și reducere a elementelor în timpul formării unei legături ionice, folosind exemplul unei molecule de fluorură de sodiu?

Privește cu atenție diagramă și răspunde la întrebări:

1. Ce se poate spune despre completitudinea nivelului extern al atomilor de fluor și sodiu?

1. Care atom este mai ușor de acceptat și care este mai ușor să renunți la electroni de valență pentru a completa nivelul exterior?

1. Cum puteți formula definiția oxidării și reducerii?

Este mai ușor pentru un atom de sodiu să renunțe la un electron înainte de a-și finaliza nivelul exterior (decât să accepte 7 ē la opt, adică până la finalizare), prin urmare, își donează electronul de valență atomului de fluor și îl ajută să-și completeze nivelul exterior, în timp ce este un agent reducător, oxidează și crește CO2. Este mai ușor pentru atomul de fluor, ca element mai electronegativ, să accepte 1 electron pentru a-și completa nivelul exterior; ia un electron din sodiu, în timp ce este redus, scăzând CO și fiind un agent oxidant.

„Oxidizer ca un răufăcător notoriu

Ca un pirat, bandit, agresor, Barmaley

Ia electroni - și OK!

După ce a suferit daune, restaurator

Exclamă: „Iată-mă, ajutor!

Dă-mi electronii înapoi!”

Dar nimeni nu ajută și nu dăunează

Nu rambursează..."

1. Scrierea definițiilor

Procesul de renunțare la electroni de către un atom se numește oxidare.

Un atom care donează electroni și își mărește starea de oxidare este oxidat și se numeșteagent de reducere.

Procesul prin care un atom acceptă electroni se numeșterestaurare.

Un atom care acceptă electroni și își scade starea de oxidare este redus și se numește agent oxidant.

1. GAMA DE COEFICIENȚI ÎN OVR UTILIZAREA METODEI DE EQUILIBRARE ELECTRONICĂ

Multe reacții chimice pot fi egalizate prin simpla selectare a coeficienților.

Dar uneori apar complicații în ecuațiile reacțiilor redox. Pentru setarea coeficienților se folosește metoda echilibrului electronic.

Îți sugerez să te uițiANIMAŢIE

Studiați algoritmul de compilare a ecuațiilor OVR folosind metoda echilibrului electronic (Anexa 1).

1. Consolidare

Aranjați coeficienții în UHR

Al203 +H2=H2 O+Al prin metoda echilibrului electronic, indicați procesele de oxidare (reducere), agent oxidant (agent reducător), efectuați un autotest.

1. Reflecţie

Răspundeți la întrebările din tabelul „Întrebări adresate elevului” (Anexa 2).

1. Rezumând lecția. DZ

1. Notare comentată.
2. Tema pentru acasă: finalizați autotestul (Anexa 3)

Previzualizare:

Pentru a utiliza previzualizările prezentării, creați un cont Google și conectați-vă la el: https://accounts.google.com

Subtitrările diapozitivelor:

Reacții de oxidare-reducere (ORR)

Reguli pentru calcularea stării de oxidare (CO) a elementelor:

Determinați stările de oxidare ale atomilor elementelor chimice folosind formulele compușilor acestora: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7 Finalizați sarcina

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 Efectuați autotestul

Determinați ce se întâmplă cu starea de oxidare a sulfului în timpul următoarelor tranziții: A) H 2 S → SO 2 → SO 3 B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3 Ce concluzie se poate trage după finalizarea celui de-al doilea lanț genetic ? În ce grupe pot fi clasificate reacțiile chimice pe baza modificărilor stării de oxidare a atomilor elementelor chimice? Finalizați sarcina

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 În primul lanț de transformări, sulful își mărește CO de la (-2) la (+6). În al doilea lanț, starea de oxidare a sulfului nu se modifică. Control

Reacțiile de oxidare-reducere (ORR) sunt reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc cei care reacţionează. Să notăm definiția

Formarea unei legături ionice, folosind exemplul unei molecule de fluorură de sodiu

Ce se poate spune despre completitudinea nivelului extern al atomilor de fluor și sodiu? Care atom este mai ușor de acceptat și care este mai ușor să renunți la electroni de valență pentru a completa nivelul exterior? Cum puteți formula definiția oxidării și reducerii? Răspunde la întrebările

Oxidarea este procesul de cedare a electronilor de către un atom. Un agent de oxidare este un atom care acceptă electroni și își scade starea de oxidare în timpul reacției și este redus. Un agent reducător este un atom care donează electroni și își mărește starea de oxidare; este oxidat în timpul reacției. Reducerea este procesul prin care un atom acceptă electroni. Să scriem definițiile

1. Urmăriți animația. 2. Studiați algoritmul de compilare a ecuațiilor OVR folosind metoda echilibrului electronic (în folder). GAMA DE COEFICIENȚI ÎN OVR UTILIZAREA METODEI DE EQUILIBRARE ELECTRONICĂ

Aranjați coeficienții în UHR Al 2 O 3 + H 2 = H 2 O + Al folosind metoda balanței electronice, indicați procesele de oxidare (reducere), agent oxidant (agent reducător), efectuați un autotest. Consolidare

Răspundeți la întrebările din tabelul „Întrebări pentru elev”. Reflecţie

Previzualizare:

Anexa 2

Întrebări pentru student

Data_________________Clasa______________________

Încercați să vă amintiți exact ce ați auzit în clasă și răspundeți la întrebările adresate:

Previzualizare:

Anexa 3

Test pe tema „REACȚII REDOX”

Partea „A” - alegeți o opțiune de răspuns dintre cele sugerate

1. Reacțiile redox se numesc

A) Reacţii care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc substanţele care reacţionează;

B) Reacţii care au loc fără modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc substanţele care reacţionează;

B) Reacții între substanțe complexe care își schimbă constituenții

2. Un agent oxidant este...

A) Un atom care donează electroni și își scade starea de oxidare;

B) Un atom care acceptă electroni și își scade starea de oxidare;

B) Un atom care acceptă electroni și își mărește starea de oxidare;

D) Un atom care donează electroni și își mărește starea de oxidare

3. Procesul de recuperare este un proces...

A) Recul electronilor;

B) Acceptarea electronilor;

B) Creșterea stării de oxidare a unui atom

4. Această substanță este doar un agent oxidant

A) H2S; B) H2S04; B) Na2S03; D) SO 2

5. Această substanță este doar un agent reducător

A) NH3; B) HN03; B) NR 2; D) HNO2

Partea "B" - meci(De exemplu, A – 2)

1. Potriviți semireacția cu numele procesului

2. Stabiliți o corespondență între ecuația unei reacții chimice și tipul acesteia

3. Stabiliți o corespondență între atomul de fosfor din formula substanței și proprietățile sale redox pe care le poate prezenta

Partea "C" - rezolvați problema

Din reacțiile propuse, selectați numai ORR, determinați stările de oxidare ale atomilor, indicați agentul de oxidare, agentul reducător, procesele de oxidare și reducere, aranjați coeficienții folosind metoda echilibrului electronic:

NaOH + HCI = NaCI + H2O

Fe(OH)3 = Fe2O3 +H2O

Na + H2S04 = Na2S04 + H2

Reacțiile în timpul cărora elementele care compun substanțele care reacţionează schimbă starea de oxidare se numesc oxido-reducere (ORR).

Starea de oxidare. Pentru a caracteriza starea elementelor din compuși, a fost introdus conceptul de stare de oxidare. Starea de oxidare (s.o.) este o sarcină condiționată care este atribuită unui atom sub ipoteza că toate legăturile din moleculă sau ion sunt extrem de polarizate. Starea de oxidare a unui element dintr-o moleculă a unei substanțe sau ion este definită ca numărul de electroni deplasați de la un atom al unui element dat (stare de oxidare pozitivă) sau la un atom al unui element dat (stare de oxidare negativă). Pentru a calcula starea de oxidare a unui element dintr-un compus, ar trebui să se procedeze de la următoarele prevederi (reguli):

1. Starea de oxidare a elementelor în substanțe simple, în metale în stare elementară, în compuși cu legături nepolare este egală cu zero. Exemple de astfel de compuşi sunt N20, H20, CI20, I20, Mg0, Fe0 etc.

2. În substanțele complexe, elementele cu electronegativitate mai mare au o stare de oxidare negativă.

Deoarece în timpul formării unei legături chimice, electronii sunt deplasați către atomii mai multor elemente electronegative, acestea din urmă au o stare de oxidare negativă în compuși.

O -2 Cl O -2 N + Element EO

În unele cazuri, starea de oxidare a unui element coincide numeric cu valența (B) a elementului dintr-un compus dat, ca, de exemplu, în HCIO4.

Exemplele de mai jos arată că starea de oxidare și valența unui element pot varia numeric:

N ≡ N В (N)=3; s.o.(N)=0

H+C-20-2H+

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

EO (O) = 3,5 V (O) = 2 s.o. (O) = -2

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

3. Există stări de oxidare superioare, inferioare și intermediare.

Cea mai înaltă stare de oxidare– aceasta este cea mai mare valoare pozitivă a acesteia. Cea mai mare stare de oxidare este de obicei egală cu numărul de grup (N) al tabelului periodic în care se găsește elementul. De exemplu, pentru elementele perioadei III este egal cu: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Excepțiile sunt fluorul, oxigenul, heliul, neonul, argonul, precum și elementele subgrupului de cobalt și nichel: cea mai mare stare de oxidare a acestora este exprimată printr-un număr a cărui valoare este mai mică decât numărul grupului căruia îi aparțin. Elementele subgrupului de cupru, dimpotrivă, au cea mai mare stare de oxidare mai mare decât unu, deși aparțin grupului I.

Cel mai de jos grad oxidarea este determinată de numărul de electroni care lipsesc până la starea stabilă a atomului ns 2 nр 6. Cea mai scăzută stare de oxidare pentru nemetale este (N-8), unde N este numărul grupului tabelului periodic în care se află elementul. De exemplu, pentru nemetale din perioada III este egal cu: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Cea mai scăzută stare de oxidare pentru metale este cea mai mică valoare pozitivă posibilă. De exemplu, manganul are următoarele stări de oxidare: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 este cea mai scăzută stare de oxidare pentru mangan.

Toate celelalte stări de oxidare care apar ale unui element sunt numite intermediare. De exemplu, pentru sulf, starea de oxidare a +4 este intermediară.

4. Un număr de elemente prezintă o stare de oxidare constantă în compuși complecși:

a) metale alcaline – (+1);

b) metale din a doua grupă a ambelor subgrupe (cu excepția Нg) – (+2); mercurul poate prezenta stări de oxidare (+1) și (+2);

c) metale din grupa a treia, subgrupa principală – (+3), cu excepția Tl, care poate prezenta stări de oxidare (+1) și (+3);

e) H +, cu excepţia hidrurilor metalice (NaH, CaH 2 etc.), unde starea sa de oxidare este (-1);

f) O -2, cu excepția peroxizilor de elemente (H 2 O 2, CaO 2 etc.), unde starea de oxidare a oxigenului este (-1), superoxizi de elemente

(KO 2, NaO 2 etc.), în care starea sa de oxidare este – ½, fluor

oxigen ОF 2.

5. Majoritatea elementelor pot prezenta grade diferite de oxidare în compuși. La determinarea stării lor de oxidare, ei folosesc regula conform căreia suma stărilor de oxidare ale elementelor din moleculele neutre din punct de vedere electric este egală cu zero, iar în ionii complecși - sarcina acestor ioni.

Ca exemplu, să calculăm starea de oxidare a fosforului în acidul ortofosforic H 3 PO 4. Suma tuturor stărilor de oxidare dintr-un compus trebuie să fie egală cu zero, deci notăm starea de oxidare a fosforului cu X și, înmulțind stările de oxidare cunoscute ale hidrogenului (+1) și oxigenului (-2) cu numărul atomilor lor. în compus, creăm ecuația: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, din care X = +5.

Să calculăm starea de oxidare a cromului în ionul dicromat (Cr 2 O 7) 2-.

Suma tuturor stărilor de oxidare dintr-un ion complex trebuie să fie egală cu (-2), deci să notăm cu X starea de oxidare a cromului și să creăm ecuația 2X + (-2)*7 = -2, din care X = + 6.

Conceptul de stare de oxidare pentru majoritatea compușilor este condiționat, deoarece nu reflectă sarcina efectivă reală a atomului. În compușii ionici simpli, starea de oxidare a elementelor lor constitutive este egală cu sarcina electrică, deoarece în timpul formării acestor compuși are loc un transfer aproape complet de electroni de la unul.

1 -1 +2 -1 +3 -1

atom la altul: Nal, MgCI 2, AIF 3. Pentru un compus cu o legătură covalentă polară, sarcina efectivă efectivă este mai mică decât numărul de oxidare, dar acest concept este utilizat pe scară largă în chimie.

Principalele prevederi ale teoriei OVR:

1. Oxidare este procesul de cedare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion. Particulele care donează electroni se numesc agenţi reducători;în timpul reacţiei se oxidează, formând un produs de oxidare. În acest caz, elementele implicate în oxidare își măresc starea de oxidare. De exemplu:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Recuperare este procesul de adăugare de electroni la un atom, moleculă sau ion. Particulele care câștigă electroni se numesc Agenti oxidanti;în timpul reacţiei acestea sunt reduse pentru a forma un produs de reducere. În acest caz, elementele care participă la reducere își reduc starea de oxidare. De exemplu:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Substanțele care conțin particule reducătoare sau oxidante se numesc, respectiv agenţi reducători sau agenţi oxidanţi. De exemplu, FeCI2 este un agent reducător datorită Fe2+, iar FeCI3 este un agent oxidant datorită Fe3+.

4. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere și, invers, reducerea este întotdeauna asociată cu oxidarea. Astfel, ORR reprezintă unitatea a două procese opuse - oxidarea și reducerea

5. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox. Două metode de compunere a ecuațiilor pentru OVR se bazează pe ultima regulă:

1. Metoda echilibrului electronic.

Aici, numărul de electroni câștigați și pierduți este calculat pe baza stărilor de oxidare ale elementelor înainte și după reacție. Să ne uităm la cel mai simplu exemplu:

Na0+Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - oxidare

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - recuperare

2 Na + Cl2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + CI2 = 2 NaCI

Această metodă este utilizată dacă reacția nu are loc în soluție (în fază gazoasă, reacție de descompunere termică etc.).

2. Metoda ion-electronica (metoda semireacției).

Această metodă ia în considerare mediul soluției și oferă o idee despre natura particulelor care există de fapt și interacționează în soluții. Să ne uităm la asta mai detaliat.

Algoritm pentru selectarea coeficienților folosind metoda ion-electronica:

1. Întocmește o diagramă moleculară a reacției indicând materiile prime și produșii de reacție.

2. Întocmește o schemă completă de reacție ionico-moleculară, scriind electroliți slabi, substanțe puțin solubile, insolubile și gazoase sub formă moleculară și electroliți puternici în formă ionică.

3. După ce au exclus din schema ion-moleculară ionii care nu se modifică ca urmare a reacției (fără a lua în considerare cantitatea lor), rescrieți schema într-o formă ion-moleculară scurtă.

4. Identificați elementele care își schimbă starea de oxidare ca urmare a reacției; găsiți un agent oxidant, un agent reducător, produse de reducere, oxidare.

5. Întocmește diagrame de semireacții de oxidare și reducere, pentru aceasta:

a) indicați agentul de reducere și produsul de oxidare, agentul de oxidare și produsul de reducere;

b) egalizați numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a semireacțiilor (efectuați un echilibru cu element) în succesiunea: element care modifică starea de oxidare, oxigen, alte elemente; Trebuie amintit că în soluții apoase, moleculele de H 2 O, ionii H + sau OH – pot participa la reacții, în funcție de natura mediului:

c) egalizează numărul total de sarcini în ambele părți ale semireacțiilor; Pentru a face acest lucru, adăugați sau scădeți numărul necesar de electroni din partea stângă a semireacțiilor (echilibrul de sarcină).

6. Aflați cel mai mic multiplu comun (LCM) al numărului de electroni dați și primiți.

7. Aflați coeficienții principali pentru fiecare semireacție. Pentru a face acest lucru, împărțiți numărul obținut la pasul 6 (LCM) la numărul de electroni care apar în această semireacție.

8. Înmulțiți semireacțiile cu coeficienții principali obținuți, adăugați-i: partea stângă cu stânga, partea dreaptă cu dreapta (se obține ecuația ionico-moleculară a reacției). Dacă este necesar, „aduceți ioni similari” ținând cont de interacțiunea dintre ionii de hidrogen și ionii de hidroxid: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Aranjați coeficienții în ecuația moleculară a reacției.

10. Efectuați o verificare a particulelor care nu sunt implicate în ORR, excluse din schema completă ion-moleculară (articolul 3). Dacă este necesar, coeficienții pentru ei sunt găsiți prin selecție.

11. Efectuați verificarea finală a oxigenului.

1. Mediu acid.

Schema de reactie moleculara:

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

Schema de reacție ion-moleculară completă:

K + +MnO +Na++NU +2H++ SO  Mn 2+ + SO + Na + + NU + H20 + 2K + +SO .

Scurtă schemă de reacție ion-moleculară:

MnO +NU +2H +  Mn 2+ + NR +H2O

produs ok produs ok

În timpul reacției, starea de oxidare a Mn scade de la +7 la +2 (manganul este redus), prin urmare, MnO – agent oxidant;Mn 2+ – produs de reducere. Gradul de oxidare al azotului crește de la +3 la +5 (azotul este oxidat), prin urmare NO – agent reducător, NO – produs de oxidare.

Ecuații de jumătate de reacție:

2MnO + 8 H+ + 5e -  Mn 2+ + 4 H 2 O- procesul de recuperare

10 +7 +(-5) = +2

5 NU + H 2 O– 2e -  NU + 2 H+ - proces de oxidare

2MnO + 16H + + 5NO + 5H20 = 2Mn2+ +8H20 + 5NO + 1OH + (ecuația ion-moleculară completă).

În ecuația generală, excludem numărul de particule identice situate atât pe partea stângă, cât și pe partea dreaptă a egalității (prezentăm unele similare). În acest caz, aceștia sunt ioni H + și H2O.

Ecuația ion-moleculară scurtă va fi

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

În formă moleculară, ecuația este

2KMnO4 + 5 NaNO2 + 3 H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + 3H2O + K2SO4.

Să verificăm balanța pentru particulele care nu au participat la OVR:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO (3 = 3). Bilanțul de oxigen: 30 = 30.

2. Mediu neutru.

Schema de reactie moleculara:

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

Schema reacției ionico-moleculare:

K++MnO + Na + + NU + H 2 O  MnO 2 + Na + + NU + K + + OH

Scurtă diagramă ion-moleculară:

MnO +NU + H 2 O  MnO 2 +NU +OH-

produs ok produs ok

Ecuații de jumătate de reacție:

2MnO + 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH -proces de recuperare

6 -1 +(-3) = -4

3 NR +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - proces de oxidare

Reacții de oxidare-reducere (ORR)- reacții însoțite de adăugarea sau pierderea de electroni, sau redistribuirea densității electronilor pe atomi (modificarea stării de oxidare).

Etapele OVR

Oxidare- donarea de electroni de către atomi, molecule sau ioni. Ca urmare, starea de oxidare crește. Agenții reducători renunță la electroni.

Recuperare- adăugarea de electroni. Ca urmare, starea de oxidare scade. Agenții oxidanți acceptă electroni.

OVR- un proces cuplat: dacă există reducere, atunci există oxidare.

Regulile OVR

Schimb echivalent de electroni și echilibru atomic.

Mediu acid

Într-un mediu acid, ionii de oxid eliberați se leagă de protoni pentru a forma molecule de apă; ionii de oxid lipsă sunt furnizați de moleculele de apă, apoi protonii sunt eliberați din ele.

Acolo unde nu sunt suficienți atomi de oxigen, scriem atâtea molecule de apă câte nu sunt destui ioni de oxid.

Sulful din sulfitul de potasiu are o stare de oxidare de +4, manganul din permanganatul de potasiu are o stare de oxidare de +7, acidul sulfuric este mediul de reacție.
Managanese în cea mai mare stare de oxidare este un agent de oxidare, prin urmare, sulfitul de potasiu este un agent reducător.

Notă: +4 este o stare de oxidare intermediară pentru sulf, deci poate acționa atât ca agent reducător, cât și ca agent oxidant. Cu agenți oxidanți puternici (permanganat, dicromat), sulfitul este un agent reducător (oxidat la sulfat); cu agenți reducători puternici (halogenuri, calcogenuri), sulfitul este un agent oxidant (redus la sulf sau sulfură).

Sulful trece de la starea de oxidare +4 la +6 - sulfitul este oxidat la sulfat. Manganul trece de la starea de oxidare +7 la +2 (mediu acid) - ionul permanganat este redus la Mn 2+.

2. Compune semireacții. Egalizarea manganului: din permanganat sunt eliberați 4 ioni de oxid, care sunt legați de ioni de hidrogen (mediu acid) în moleculele de apă. Astfel, 4 ioni de oxid se leagă de 8 protoni în 4 molecule de apă.

Cu alte cuvinte, lipsesc 4 oxigen în partea dreaptă a ecuației, așa că scriem 4 molecule de apă și 8 protoni în partea stângă a ecuației.

Șapte minus doi sunt plus cinci electroni. Puteți egaliza prin sarcina totală: în partea stângă a ecuației sunt opt ​​protoni minus un permanganat = 7+, în partea dreaptă este mangan cu o sarcină de 2+, apa este neutră electric. Șapte minus doi sunt plus cinci electroni. Totul este egalat.

Echivalarea sulfului: ionul de oxid lipsă din partea stângă a ecuației este furnizat de o moleculă de apă, care ulterior eliberează doi protoni pe partea dreaptă.
În stânga taxa este 2-, în dreapta este 0 (-2+2). Minus doi electroni.

Înmulțiți jumătatea de reacție superioară cu 2, jumătatea de reacție inferioară cu 5.

Reducem protonii și apa.

Ionii de sulfat se leagă de ionii de potasiu și mangan.

Mediu alcalin

Într-un mediu alcalin, ionii de oxid eliberați sunt legați de molecule de apă, formând ioni de hidroxid (grupe OH). Ionii de oxid lipsă sunt furnizați de grupări hidroxo, care trebuie luate de două ori mai mult.

Acolo unde nu sunt suficienți ioni de oxid, scriem grupări hidroxo de 2 ori mai multe decât ceea ce lipsește, pe de altă parte - apa.

Exemplu. Folosind metoda echilibrului electronic, creați o ecuație de reacție, determinați agentul de oxidare și agentul reducător:

Determinați gradul de oxidare:

Bismutul (III) cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, Cl 2) într-un mediu alcalin prezintă proprietăți reducătoare (se oxidează la bismut V):

Deoarece în partea stângă a ecuației nu sunt suficienți 3 oxigeni pentru echilibru, scriem 6 grupe hidroxo, iar în dreapta - 3 ape.

Ecuația finală a reacției este:

Mediu neutru

Într-un mediu neutru, ionii de oxid eliberați sunt legați de moleculele de apă pentru a forma ioni de hidroxid (grupe OH). Ionii de oxid lipsă sunt furnizați de moleculele de apă. Din ele sunt eliberați ionii H +.

Folosind metoda echilibrului electronic, creați o ecuație de reacție, determinați agentul de oxidare și agentul reducător:

1. Determinați starea de oxidare: sulful din persulfatul de potasiu are o stare de oxidare de +7 (este un agent oxidant, deoarece are cea mai mare stare de oxidare), bromul din bromura de potasiu are o stare de oxidare de -1 (este un agent reducător, deoarece are cea mai scăzută stare de oxidare). starea de oxidare), apa este mediul de reacție.

Sulful trece de la starea de oxidare +7 la +6 - persulfatul este redus la sulfat. Bromul trece de la starea de oxidare -1 la 0 - ionul de bromură este oxidat la brom.

2. Compune semireacții. Egalăm sulful (coeficientul 2 înainte de sulfat). Oxigen Eq.
Pe partea stângă este o sarcină de 2-, pe partea dreaptă este o sarcină de 4-, sunt atașați 2 electroni, așa că scriem +2

Egalăm bromul (coeficientul 2 înaintea ionului de bromură). În partea stângă sarcina este 2-, în partea dreaptă sarcina este 0, sunt dați 2 electroni, deci scriem -2

3. Ecuația sumară a balanței electronice.

4. Ecuația reacției finale: Ionii de sulfat se combină cu ionii de potasiu pentru a forma sulfat de potasiu, un factor de 2 înainte de KBr și înainte de K2SO4. Apa sa dovedit a fi inutilă - puneți-o între paranteze drepte.

Clasificarea OVR

1. Agent oxidant și agent reducător- diferite substanțe
2. Agenți de autooxidare, agenți de autoreducere (disproporționare, dismutare). Un element într-o stare intermediară de oxidare.
3. Agent oxidant sau agent reducător - mediu pentru proces
4. Oxidare-reducere intramoleculară. Aceeași substanță conține un agent oxidant și un agent reducător.
   Reacții în fază solidă, la temperatură ridicată.

Caracteristicile cantitative ale ORR

Potențial redox standard, E 0- potenţialul electrodului raportat la potenţialul standard de hidrogen. Mai multe despre.

Pentru a suferi ORR, este necesar ca diferența de potențial să fie mai mare decât zero, adică potențialul agentului de oxidare trebuie să fie mai mare decât potențialul agentului reducător:

,

De exemplu:

Cu cât potențialul este mai mic, cu atât agentul reducător este mai puternic; cu cât potenţialul este mai mare, cu atât agentul de oxidare este mai puternic.
Proprietățile oxidante sunt mai puternice într-un mediu acid, în timp ce proprietățile reducătoare sunt mai puternice într-un mediu alcalin.

Ce să răspunzi unei persoane care este interesată de cum să rezolve reacțiile redox? Sunt de nerezolvat. Totuși, ca oricare alții. În general, chimiștii nu rezolvă reacțiile sau ecuațiile acestora. Pentru o reacție de oxidare-reducere (ORR), puteți crea o ecuație și plasați coeficienții în ea. Să ne uităm la cum să facem asta.

Agent oxidant și agent reducător

O reacție redox este o reacție în care stările de oxidare ale reactanților se modifică. Acest lucru se întâmplă deoarece una dintre particule renunță la electroni (se numește agent reducător), iar cealaltă îi acceptă (agent oxidant).

Agentul reducător, pierzând electroni, se oxidează, adică crește valoarea stării de oxidare. De exemplu, intrarea: înseamnă că zincul a cedat 2 electroni, adică a fost oxidat. El este un restaurator. Gradul de oxidare, după cum se poate observa din exemplul de mai sus, a crescut. – aici sulful acceptă electroni, adică este redus. Ea este un agent oxidant. Nivelul său de oxidare a scăzut.

Cineva se poate întreba de ce, atunci când se adaugă electroni, starea de oxidare scade, dar când se pierd, dimpotrivă, crește? Totul este logic. Un electron este o particulă cu o sarcină de -1, prin urmare, din punct de vedere matematic, intrarea trebuie citită după cum urmează: 0 – (-1) = +1, unde (-1) este electronul. Atunci înseamnă: 0 + (-2) = -2, unde (-2) sunt cei doi electroni pe care i-a acceptat atomul de sulf.

Acum luați în considerare o reacție în care au loc ambele procese:

Sodiul reacţionează cu sulful formând sulfură de sodiu. Atomii de sodiu sunt oxidați, cedând câte un electron, în timp ce atomii de sulf se reduc, câștigând doi. Cu toate acestea, acest lucru poate fi doar pe hârtie. De fapt, agentul de oxidare trebuie să-și adauge exact la fel de mulți electroni cât le-a dat agentul reducător. În natură, echilibrul este menținut în orice, inclusiv în procesele redox. Să arătăm balanța electronică pentru această reacție:

Multiplu total dintre numărul de electroni dați și primiți este 2. Împărțindu-l la numărul de electroni cedați de sodiu (2:1=1) și sulf (2:2=1) obținem coeficienții din această ecuație. Adică, în partea dreaptă și stângă a ecuației ar trebui să existe câte un atom de sulf (valoarea obținută prin împărțirea multiplului comun la numărul de electroni acceptați de sulf) și doi atomi de sodiu. În diagrama scrisă din stânga mai există un singur atom de sodiu. Să-l dublem punând un factor de 2 în fața formulei de sodiu. Partea dreaptă a atomilor de sodiu conține deja 2 (Na2S).

Am compilat o ecuație pentru cea mai simplă reacție redox și am plasat coeficienții în ea folosind metoda echilibrului electronic.

Să ne uităm la cum să „rezolvăm” reacții redox mai complexe. De exemplu, atunci când acidul sulfuric concentrat reacționează cu același sodiu, se formează hidrogen sulfurat, sulfat de sodiu și apă. Să scriem diagrama:

Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor:

Schimbat art. numai sodiu și sulf. Să scriem semireacțiile de oxidare și reducere:

Să găsim cel mai mic multiplu comun între 1 (câți electroni au cedat sodiu) și 8 (numărul de sarcini negative acceptate de sulf), îl împărțim la 1, apoi la 8. Rezultatele sunt numărul de atomi de Na și S pe ambele dreapta si stanga.

Să le scriem în ecuație:

Încă nu punem coeficienții din bilanţ în fața formulei acidului sulfuric. Numărăm alte metale, dacă există, apoi reziduurile acide, apoi H, și nu în ultimul rând verificăm oxigenul.

În această ecuație, la dreapta și la stânga ar trebui să existe 8 atomi de sodiu.Reziduurile de acid sulfuric sunt folosite de două ori. Dintre aceștia, 4 devin formatori de sare (parte din Na2SO4) și unul se transformă în H2S, adică trebuie consumați în total 5 atomi de sulf. Punem 5 în fața formulei acidului sulfuric.

Verificăm H: sunt 5×2=10 atomi de H în partea stângă, doar 4 în partea dreaptă, ceea ce înseamnă că punem un coeficient de 4 în fața apei (nu poate fi pus în fața hidrogenului sulfurat, deoarece din bilant rezulta ca ar trebui sa fie 1 molecule de H2S in dreapta si in stanga.Verificam oxigen.In stanga sunt 20 de atomi de O, in dreapta sunt 4x4 din acid sulfuric si inca 4 din apa.Totul se potriveste,care înseamnă că acțiunile au fost efectuate corect.

Acesta este un tip de activitate pe care ar putea să-l aibă în vedere cineva care a întrebat cum să rezolve reacțiile redox. Dacă această întrebare însemna „terminați ecuația ORR” sau „adăugați produsele de reacție”, atunci pentru a finaliza o astfel de sarcină nu este suficient să puteți întocmi o balanță electronică. În unele cazuri, trebuie să știți care sunt produsele de oxidare/reducere, cum sunt aceștia afectați de aciditatea mediului și diverși factori care vor fi discutați în alte articole.

Reacții redox - video

Note de lecție de chimie în clasa a IX-a: „Reacții de oxidare-reducere”

Scopul lecției:

Luați în considerare esența reacției redox, repetați conceptele de bază despre gradul de oxidare, oxidare și reducere.

Echipamente si reactivi: Set eprubete, solutii: CuSO4, H2SO4, NaOH, H2O, Na2SO3.

Progresul unei lecții de chimie în clasa a IX-a

Organizarea timpului.

Astăzi la clasă vom continua introducere în reacțiile redox, vom consolida cunoștințele dobândite la orele anterioare, ne vom familiariza cu reacțiile de oxidare-reducere, vom afla ce rol are mediul în apariția proceselor redox. ORR sunt printre cele mai comune reacții chimice și sunt de mare importanță în teorie și practică. Procesele OM însoțesc ciclurile substanțelor din natură; ele sunt asociate cu procese metabolice care au loc într-un organism viu, putrezire, fermentare, fotosinteză. Ele pot fi observate în timpul arderii combustibilului, în timpul topirii metalelor, în timpul electrolizei și în timpul proceselor de coroziune. (diapozitivele 1-7).

Tema reacțiilor redox nu este nouă; elevilor li s-a cerut să repete unele concepte și abilități. Întrebare pentru clasă? Care este starea de oxidare? (fără acest concept și capacitatea de a determina starea de oxidare a elementelor chimice, nu este posibil să luăm în considerare acest subiect.) Studenții sunt rugați să determine starea de oxidare în următorii compuși: KCIO3, N2, K2Cr2O7, P2O5, KH, HNO3 . Verifică-le sarcinile cu note de pe tablă. În toate cazurile, are loc o schimbare a stării de oxidare. Pentru a face acest lucru, vom efectua lucrări de laborator (pe tabele există instrucțiuni pentru efectuarea experimentelor, instrucțiuni despre cum să o faceți).

Efectuați experimente :1. CuSO4 + 2NaOH= Na2SO4 + Cu(OH)2

CuSO4 + Fe= CuFeSO4

Ei aranjează și notează. Concluzie: nu toate reacțiile sunt clasificate ca ODD. (diapozitivul 8).

Care este esența OVR? (diapozitivul 9).

ORR este unitatea a două procese opuse de oxidare și reducere. În aceste reacții, numărul de electroni cedați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni câștigați de agentul oxidant. Agentul reducător își mărește starea de oxidare, agentul oxidant scade.(Deviza lecției nu a fost aleasă întâmplător.) Să luăm în considerare o reacție chimică (este de mare importanță din punct de vedere al mediului deoarece, în condiții normale, este vă permite să colectați mercur vărsat accidental.

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

Hg0 - 2ē → Hg+2

Fe+3+ē→ Fe+2

Elevii sunt rugați să rezolve o problemă. Cum afectează mediul comportamentul aceluiași agent oxidant, de exemplu: KMnO4

Lucrările de laborator 2 se efectuează conform următoarelor opțiuni:

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

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

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

Concluzie: mediul afectează proprietățile oxidative ale substanțelor (diapozitivul 10)

KMnO4 în mediu acid - Mn+2 - soluție incoloră.

Într-un mediu neutru - MnO2 este un precipitat maro,

Într-un mediu alcalin, MnO4-2 este verde.

În funcție de pH-ul soluției, KMnO4 oxidează diverse substanțe, fiind redus la compuși Mn cu diferite grade de oxidare.

Lecția este rezumată. Se dau note.

Reflecţie.

Clasa își exprimă opinia despre lucrarea din lecție.

Teme pentru acasă

Descărcați prezentarea pentru lecția de chimie: „Reacții de oxidare-reducere”