Tipo de lección. Adquirir nuevos conocimientos.

Objetivos de la lección.Educativo. Familiarizar a los estudiantes con una nueva clasificación de reacciones químicas basada en cambios en los estados de oxidación de los elementos: reacciones de oxidación-reducción (ORR); Enseñe a los estudiantes a ordenar coeficientes utilizando el método del balance electrónico.

De desarrollo. Continuar el desarrollo pensamiento lógico, capacidad de análisis y comparación, desarrollando el interés por el tema.

Educativo. Formar la cosmovisión científica de los estudiantes; mejorar las habilidades laborales.

Métodos y técnicas metodológicas. Cuento, conversación, demostración de ayudas visuales, Trabajo independiente estudiantes.

Equipos y reactivos. Reproducción con la imagen del Coloso de Rodas, algoritmo para ordenar coeficientes mediante el método de balanza electrónica, tabla de agentes oxidantes y reductores típicos, crucigrama; Soluciones de Fe (clavo), NaOH, CuSO 4.

DURANTE LAS CLASES

Parte introductoria

(motivación y fijación de objetivos)

Maestro. En el siglo III. ANTES DE CRISTO. En la isla de Rodas, se construyó un monumento con la forma de una enorme estatua de Helios (el dios griego del sol). El grandioso diseño y la perfecta ejecución del Coloso de Rodas, una de las maravillas del mundo, asombraron a todos los que lo vieron.

No sabemos exactamente cómo era la estatua, pero sabemos que estaba hecha de bronce y alcanzaba una altura de unos 33 m. La estatua fue creada por el escultor Haret y tardó 12 años en construirse.

El caparazón de bronce estaba sujeto a un marco de hierro. La estatua hueca se empezó a construir desde abajo y, a medida que crecía, se iba rellenando de piedras para hacerla más estable. Unos 50 años después de su finalización, el Coloso se derrumbó. Durante el terremoto se rompió a la altura de las rodillas.

Los científicos creen que la verdadera razón de la fragilidad de este milagro fue la corrosión del metal. Y el proceso de corrosión se basa en reacciones redox.

Hoy en la lección aprenderás sobre las reacciones redox; conocer los conceptos de “agente reductor” y “agente oxidante”, sobre los procesos de reducción y oxidación; Aprenda a colocar coeficientes en ecuaciones de reacciones redox. Anote la fecha y el tema de la lección en sus cuadernos de trabajo.

Aprendiendo nuevo material

El docente realiza dos experimentos demostrativos: la interacción del sulfato de cobre(II) con un álcali y la interacción de la misma sal con el hierro.

Maestro. Escriba las ecuaciones moleculares de las reacciones realizadas. En cada ecuación, ordene los estados de oxidación de los elementos en las fórmulas de las sustancias de partida y los productos de reacción.

El estudiante escribe ecuaciones de reacción en la pizarra y asigna estados de oxidación:

Maestro. ¿Cambiaron los estados de oxidación de los elementos en estas reacciones?

Alumno. En la primera ecuación, los estados de oxidación de los elementos no cambiaron, pero en la segunda sí cambiaron: para el cobre y el hierro..

Maestro. La segunda reacción es una reacción redox. Intente definir las reacciones redox.

Alumno. Las reacciones que resultan en cambios en los estados de oxidación de los elementos que forman los reactivos y los productos de reacción se denominan reacciones redox.

Los alumnos anotan en sus cuadernos, bajo el dictado del profesor, la definición de reacciones redox.

Maestro. ¿Qué pasó como resultado de la reacción redox? Antes de la reacción, el hierro tenía un estado de oxidación de 0, después de la reacción pasó a ser +2. Como vemos, el estado de oxidación ha aumentado, por tanto, el hierro cede 2 electrones.

El cobre tiene un estado de oxidación de +2 antes de la reacción y 0 después de la reacción, como podemos ver, el estado de oxidación ha disminuido. Por tanto, el cobre acepta 2 electrones.

El hierro dona electrones, es un agente reductor y el proceso de transferencia de electrones se llama oxidación.

El cobre acepta electrones, es un agente oxidante y el proceso de añadir electrones se llama reducción.

Anotemos los diagramas de estos procesos:

Entonces, dé una definición de los conceptos "agente reductor" y "agente oxidante".

Alumno. Los átomos, moléculas o iones que donan electrones se denominan agentes reductores.

Los átomos, moléculas o iones que ganan electrones se denominan agentes oxidantes.

Maestro. ¿Cómo podemos definir los procesos de reducción y oxidación?

Alumno. La reducción es el proceso mediante el cual un átomo, molécula o ion gana electrones.

La oxidación es el proceso de transferencia de electrones por un átomo, molécula o ion.

Los estudiantes escriben definiciones del dictado en un cuaderno y dibujan.

¡Recordar!

Donar electrones y oxidar.

Toma electrones, recupérate.

Maestro. La oxidación siempre va acompañada de una reducción y viceversa, la reducción siempre va acompañada de una oxidación. El número de electrones que cede el agente reductor es igual al número de electrones que gana el agente oxidante.

Para seleccionar coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox, se utilizan dos métodos: equilibrio electrónico y equilibrio electrón-ion (método de media reacción).

Consideraremos únicamente el método del saldo electrónico. Para ello, utilizamos un algoritmo de disposición de coeficientes mediante el método del balance electrónico (diseñado en una hoja de papel Whatman).

EJEMPLO Organice los coeficientes en este esquema de reacción utilizando el método del equilibrio electrónico, determine el agente oxidante y el agente reductor, indique los procesos de oxidación y reducción:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.

Usaremos el algoritmo para ordenar coeficientes usando el método del balance electrónico.

3. Anotemos los elementos que cambian los estados de oxidación:

4. Creemos ecuaciones electrónicas, determinando el número de electrones dados y recibidos:

5. El número de electrones dados y recibidos debe ser el mismo, porque No se cargan ni los materiales de partida ni los productos de reacción. Igualamos el número de electrones dados y recibidos seleccionando el mínimo común múltiplo (MCM) y factores adicionales:

6. Los multiplicadores resultantes son coeficientes. Transferimos los coeficientes al esquema de reacción:

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

Las sustancias que son agentes oxidantes o reductores en muchas reacciones se denominan típicas.

Se cuelga una mesa realizada sobre un trozo de papel Whatman.

Maestro. Las reacciones redox son muy comunes. Están asociados no solo con procesos de corrosión, sino también con fermentación, descomposición, fotosíntesis y procesos metabólicos que ocurren en un organismo vivo. Se pueden observar durante la combustión de combustible. Los procesos redox acompañan a los ciclos de las sustancias en la naturaleza.

¿Sabías que cada día se forman aproximadamente 2 millones de toneladas de ácido nítrico en la atmósfera?
700 millones de toneladas al año y en forma de una solución débil caen al suelo con la lluvia (el hombre produce sólo 30 millones de toneladas de ácido nítrico al año).

¿Qué está pasando en la atmósfera?

El aire contiene un 78% en volumen de nitrógeno, un 21% de oxígeno y un 1% de otros gases. Bajo la influencia de las descargas de rayos, y en la Tierra hay un promedio de 100 rayos por segundo, las moléculas de nitrógeno interactúan con las moléculas de oxígeno para formar óxido nítrico (II):

El óxido nítrico (II) se oxida fácilmente con el oxígeno atmosférico a óxido nítrico (IV):

NO+O2NO2.

El óxido de nitrógeno (IV) resultante reacciona con la humedad atmosférica en presencia de oxígeno, convirtiéndose en ácido nítrico:

NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.

Todas estas reacciones son redox.

Ejercicio . Organice los coeficientes en los esquemas de reacción dados utilizando el método del equilibrio electrónico, indique el agente oxidante, el agente reductor, los procesos de oxidación y reducción.

Solución

1. Determinemos los estados de oxidación de los elementos:

2. Destaquemos los símbolos de los elementos cuyos estados de oxidación cambian:

3. Anotemos los elementos que han cambiado su estado de oxidación:

4. Creemos ecuaciones electrónicas (determinamos la cantidad de electrones dados y recibidos):

5. El número de electrones dados y recibidos es el mismo.

6. Transferimos los coeficientes de los circuitos electrónicos al diagrama de reacción:

A continuación, se pide a los estudiantes que arreglen de forma independiente los coeficientes utilizando el método del equilibrio electrónico, determinen el agente oxidante, el agente reductor e indiquen los procesos de oxidación y reducción en otros procesos que ocurren en la naturaleza.

Las otras dos ecuaciones de reacción (con coeficientes) tienen la forma:

La corrección de las tareas se comprueba mediante un retroproyector.

Parte final

El profesor pide a los alumnos que resuelvan un crucigrama basándose en el material que han estudiado. El resultado del trabajo se envía para verificación.

Habiendo resuelto crucigrama, aprenderás que las sustancias KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 son fuertes ... (vertical (2)).

Horizontalmente:

1. ¿Qué proceso refleja el diagrama?

3. Reacción

N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + q

es redox, reversible, homogénea,....

4. ... el carbono (II) es un agente reductor típico.

5. ¿Qué proceso refleja el diagrama?

6. Para seleccionar coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox, utilice el método electrónico....

7. Según el diagrama, el aluminio cedió... un electrón.

8. En reacción:

H2 + Cl2 = 2HCl

hidrógeno H 2 – ... .

9. ¿Qué tipo de reacciones son siempre sólo redox?

10. El estado de oxidación de las sustancias simples es….

11. En reacción:

agente reductor -….

Asignación de tareas. Según el libro de texto de O.S. Gabrielyan “Chemistry-8” § 43, p. 178-179, ej. 1, 7 por escrito.

Tarea (para casa). Los diseñadores de las primeras naves espaciales y submarinos se enfrentaron a un problema: ¿cómo mantener una composición de aire constante en los barcos y en las estaciones espaciales? ¿Deshacerse del exceso de dióxido de carbono y reponer oxígeno? Se ha encontrado una solución.

El superóxido de potasio KO 2, como resultado de la interacción con el dióxido de carbono, forma oxígeno:

Como puede ver, esta es una reacción redox. El oxígeno en esta reacción es tanto un agente oxidante como un agente reductor.

En una misión espacial, cada gramo de carga cuenta. Calcula el suministro de superóxido de potasio que se debe llevar en un vuelo espacial si el vuelo dura 10 días y si la tripulación está formada por dos personas. Se sabe que una persona exhala 1 kg de dióxido de carbono al día.

(Respuesta: 64,5 kg KO 2. )

Tarea (mayor nivel de dificultad). Escribe las ecuaciones de reacciones redox que podrían conducir a la destrucción del Coloso de Rodas. Tenga en cuenta que esta estatua gigante se encontraba en una ciudad portuaria en una isla del mar Egeo, frente a la costa de la actual Turquía, donde el aire húmedo del Mediterráneo está cargado de sales. Estaba hecho de bronce (una aleación de cobre y estaño) y montado sobre una estructura de hierro.

Literatura

Gabrielyan O.S.. Química-8. M.: Avutarda, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Manual del profesor. Octavo grado. M.: Avutarda, 2002;
Cox R., Morris N.. Siete maravillas del mundo. El mundo antiguo, la Edad Media, nuestro tiempo. M.: BMM AO, 1997;
Enciclopedia para niños pequeños. Química. M.: Asociación Enciclopédica Rusa, 2001; Enciclopedia para niños "Avanta+". Química. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reacciones redox. M.: Educación, 1989.

Capítulo 10

Reacciones redox.

Reacciones redox – Se trata de reacciones que se producen con un cambio en los estados de oxidación de los átomos de los elementos que forman las moléculas de las sustancias que reaccionan:

2Mg + O 2  2MgO,

2KClO3 2KCl + 3O2.

Te recordamos que estado de oxidación – Esta es la carga condicional de un átomo en una molécula, que surge del supuesto de que los electrones no están desplazados, sino que están completamente entregados al átomo de un elemento más electronegativo.

Los elementos más electronegativos de un compuesto tienen estados de oxidación negativos y los átomos de los elementos con menos electronegatividad tienen estados de oxidación positivos.

El estado de oxidación es un concepto formal; en algunos casos, el estado de oxidación de un elemento no coincide con su valencia.

Para encontrar el estado de oxidación de los átomos de los elementos que forman las sustancias que reaccionan se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

1. El estado de oxidación de los átomos de elementos en moléculas de sustancias simples es cero.

Por ejemplo:

Mg0, Cu0.

2. El estado de oxidación de los átomos de hidrógeno en los compuestos suele ser +1.

Por ejemplo: +1 +1

Excepciones: en los hidruros (compuestos de hidrógeno con metales), el estado de oxidación de los átomos de hidrógeno es –1.

Por ejemplo:

NaH –1.

3. El estado de oxidación de los átomos de oxígeno en los compuestos suele ser –2.

Por ejemplo:

H2O –2, CaO –2.

Excepciones:

 El estado de oxidación del oxígeno en el fluoruro de oxígeno (OF 2) es +2.

 el grado de oxidación del oxígeno en los peróxidos (H 2 O 2, Na 2 O 2) que contienen el grupo –O–O– es –1.

4. El estado de oxidación de los metales en los compuestos suele ser un valor positivo.

Por ejemplo: +2

5. El estado de oxidación de los no metales puede ser tanto negativo como positivo.

Por ejemplo: –1 +1

6. Cantidad C El estado de oxidación de todos los átomos de una molécula es cero.

Las reacciones redox son dos procesos interrelacionados: el proceso de oxidación y el proceso de reducción.

Proceso de oxidación – es el proceso de cesión de electrones por parte de un átomo, molécula o ion; en este caso, el estado de oxidación aumenta y la sustancia es un agente reductor:

– 2ē  2H + proceso de oxidación,

Fe +2 – ē  Fe +3 proceso de oxidación,

2J – – 2ē  proceso de oxidación.

El proceso de reducción es el proceso de agregar electrones, mientras que el estado de oxidación disminuye y la sustancia es un agente oxidante:

+ 4ē  2O –2 proceso de reducción,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 proceso de reducción,

Cu +2 +2ē  Cu 0 proceso de reducción.

oxidante – una sustancia que acepta electrones y se reduce en el proceso (el estado de oxidación del elemento disminuye).

Agente reductor – Sustancia que cede electrones y se oxida (el estado de oxidación del elemento disminuye).

Es posible llegar a una conclusión razonable sobre la naturaleza del comportamiento de una sustancia en reacciones redox específicas basándose en el valor del potencial redox, que se calcula a partir del valor del potencial redox estándar. Sin embargo, en varios casos, es posible, sin recurrir a cálculos, pero conociendo las leyes generales, determinar qué sustancia será un agente oxidante y cuál será un agente reductor, y llegar a una conclusión sobre la naturaleza del redox. reacción.

Los agentes reductores típicos son:

 algunas sustancias simples:

metales: por ejemplo Na, Mg, Zn, Al, Fe,

no metales: por ejemplo, H 2, C, S;

 algunas sustancias complejas: por ejemplo, sulfuro de hidrógeno (H 2 S) y sulfuros (Na 2 S), sulfitos (Na 2 SO 3), monóxido de carbono (II) (CO), haluros de hidrógeno (HJ, HBr, HCI) y sales de ácidos hidrohálicos (KI, NaBr), amoníaco (NH 3);

 cationes metálicos en estados de oxidación más bajos: por ejemplo, SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3;

 cátodo durante la electrólisis.

Los agentes oxidantes típicos son:

 algunas sustancias simples: no metales: por ejemplo, halógenos (F 2, CI 2, Br 2, I 2), calcógenos (O 2, O 3, S);

 algunas sustancias complejas: por ejemplo, ácido nítrico (HNO 3), ácido sulfúrico (H 2 SO 4 conc.), premanganato de potasio (K 2 MnO 4), bicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7), cromato de potasio (K 2 CrO 4), óxido de manganeso (IV) (MnO 2), óxido de plomo (IV) (PbO 2), clorato de potasio (KCIO 3), peróxido de hidrógeno (H 2 O 2);

 Ánodo durante la electrólisis.

Al elaborar ecuaciones para reacciones redox, se debe tener en cuenta que el número de electrones cedidos por el agente reductor es igual al número de electrones aceptados por el agente oxidante.

Hay dos métodos para componer ecuaciones para reacciones redox: método del equilibrio electrónico y método del ion electrónico (método de media reacción) .

Al compilar ecuaciones para reacciones redox utilizando el método del equilibrio electrónico, se debe seguir un determinado procedimiento. Consideremos el procedimiento para componer ecuaciones utilizando este método usando el ejemplo de la reacción entre permanganato de potasio y sulfito de sodio en un medio ácido.

Anotamos el esquema de reacción (indicamos los reactivos y productos de reacción):

Determinamos el estado de oxidación de los átomos de elementos que cambian su valor:

7 + 4 + 2 + 6

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

3) Elaboramos un diagrama de equilibrio electrónico. Para ello, anotamos los signos químicos de los elementos cuyos átomos cambian de estado de oxidación y determinamos cuántos electrones ceden o ganan los átomos o iones correspondientes.

Indicamos los procesos de oxidación y reducción, agente oxidante y agente reductor.

Igualamos el número de electrones dados y recibidos y, así, determinamos los coeficientes para el agente reductor y el agente oxidante (en este caso son iguales a 5 y 2, respectivamente):

5 S +4 – 2 e- → S +6 proceso de oxidación, agente reductor

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 proceso de reducción, agente oxidante.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Si el hidrógeno y el oxígeno no cambian sus estados de oxidación, entonces su número se calcula al final y el número requerido de moléculas de agua se agrega al lado izquierdo o derecho de la ecuación.

Las reacciones redox se dividen en tres tipos: reacciones intermoleculares, intramoleculares y de autooxidación – autocuración (desproporción).

Reacciones de oxidación intermolecular - reducción. Se llaman reacciones redox en las que los agentes oxidantes y reductores están representados por moléculas de diferentes sustancias..

Por ejemplo:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3,

Al 0 – 3e – → Al +3 oxidación, agente reductor,

Fe +3 +3e – → Fe 0 reducción, agente oxidante.

En esta reacción, el agente reductor (Al) y el agente oxidante (Fe+3) forman parte de moléculas diferentes.

Reacciones de oxidación intramoleculares. – recuperación Se llaman reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor forman parte de la misma molécula (y están representados por elementos diferentes o por un elemento, pero con diferentes estados de oxidación):

2 KClO 3 = KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 reducción, agente oxidante

3 2O –2 – 4е – → oxidación, agente reductor

En esta reacción, el agente reductor (O –2) y el agente oxidante (CI +5) forman parte de una molécula y están representados por elementos diferentes.

En la reacción de descomposición térmica del nitrito de amonio, los átomos de una misma oxidación cambian sus estados de oxidación. elemento químico– nitrógeno incluido en una molécula:

NH4NO2 = N2 + 2H2O

N –3 – 3e – → N 0 reducción, agente oxidante

N +3 + 3e – → N 0 oxidación, agente reductor.

Las reacciones de este tipo a menudo se denominan reacciones. contraproporción .

Reacciones de autooxidación– autosanación(desproporción) – Son reacciones durante las cuales el mismo elemento con el mismo estado de oxidación aumenta y disminuye su estado de oxidación.

Por ejemplo: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O = HCl + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 reducción, agente oxidante

CI 0 – 1e – → CI +1 oxidación, agente reductor.

Las reacciones de desproporción son posibles cuando el elemento de la sustancia de partida tiene un estado de oxidación intermedio.

Las propiedades de sustancias simples se pueden predecir por la posición de los átomos de sus elementos en la tabla periódica de elementos D.I. Mendeleev. Por tanto, todos los metales en las reacciones redox serán agentes reductores. Los cationes metálicos también pueden ser agentes oxidantes. Los no metales en forma de sustancias simples pueden ser agentes tanto oxidantes como reductores (excluidos el flúor y los gases inertes).

La capacidad oxidante de los no metales aumenta en un período de izquierda a derecha y en un grupo, de abajo hacia arriba.

Las capacidades reductoras, por el contrario, disminuyen de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba tanto para los metales como para los no metales.

Si la reacción redox de los metales ocurre en solución, entonces para determinar la capacidad reductora, use rango de potenciales de electrodos estándar (serie de actividad de metales). En esta serie, los metales se ordenan a medida que disminuye la capacidad reductora de sus átomos y aumenta la capacidad oxidante de sus cationes ( ver tabla 9 aplicaciones ).

Los metales más activos, que se encuentran en la serie de potenciales de electrodos estándar hasta el magnesio, pueden reaccionar con el agua, desplazando al hidrógeno.

Por ejemplo:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Al interactuar metales con soluciones salinas, debe tenerse en cuenta que Cada metal más activo (que no interactúa con el agua) es capaz de desplazar (reducir) el metal detrás de él de la solución de su sal..

Así, los átomos de hierro pueden reducir los cationes de cobre de una solución de sulfato de cobre (CuSO 4):

Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

Fe 0 – 2e – = Fe +2 oxidación, agente reductor

Cu +2 + 2e – = Cu 0 reducción, agente oxidante.

En esta reacción, el hierro (Fe) se coloca en la serie de actividad antes que el cobre (Cu) y es el agente reductor más activo.

La reacción de, por ejemplo, plata con una solución de cloruro de zinc será imposible, ya que la plata se encuentra en una serie de potenciales de electrodos estándar a la derecha del zinc y es un agente reductor menos activo.

Todos los metales que están en la serie de actividad antes que el hidrógeno pueden desplazar el hidrógeno de las soluciones de ácidos ordinarios, es decir, reducirlo:

Zn + 2HCl = ZnCI 2 + H 2

Zn 0 – 2e – = Zn +2 oxidación, agente reductor

2H + + 2e – → reducción, agente oxidante.

Los metales que están en la serie de actividad después del hidrógeno no reducirán el hidrógeno de las soluciones de ácidos ordinarios.

Para determinar si puede haber agente oxidante o agente reductor Sustancia compleja, es necesario encontrar el estado de oxidación de los elementos que la componen. Elementos encontrados en estado de oxidación más alto , sólo puede reducirlo aceptando electrones. Por eso, Las sustancias cuyas moléculas contienen átomos de elementos en el mayor estado de oxidación serán sólo agentes oxidantes. .

Por ejemplo, HNO 3, KMnO 4, H 2 SO 4 en reacciones redox actuarán solo como agente oxidante. Los estados de oxidación del nitrógeno (N +5), manganeso (Mn +7) y azufre (S +6) en estos compuestos tienen valores máximos (coinciden con el número de grupo de un elemento determinado).

Si los elementos de los compuestos tienen un estado de oxidación más bajo, entonces solo pueden aumentarlo donando electrones. Al mismo tiempo, tales Las sustancias que contienen elementos en el estado de oxidación más bajo actuarán sólo como agente reductor. .

Por ejemplo, el amoníaco, el sulfuro de hidrógeno y el cloruro de hidrógeno (NH 3, H 2 S, HCI) serán solo agentes reductores, ya que los estados de oxidación del nitrógeno (N –3), azufre (S –2) y cloro (Cl –1 ) son los más bajos para estos elementos.

Las sustancias que contienen elementos con estados de oxidación intermedios pueden ser agentes tanto oxidantes como reductores., dependiendo de la reacción específica. Por tanto, pueden exhibir dualidad redox.

Estas sustancias incluyen, por ejemplo, peróxido de hidrógeno (H 2 O 2), una solución acuosa de óxido de azufre (IV) (ácido sulfuroso), sulfitos, etc. Estas sustancias, dependiendo de las condiciones ambientales y de la presencia de agentes oxidantes más fuertes (reductores agentes), pueden presentar en algunos casos propiedades oxidantes y en otros reductoras.

Como es sabido, muchos elementos presentan un estado de oxidación variable, formando parte de diversos compuestos. Por ejemplo, el azufre en los compuestos H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4 y el azufre S en estado libre tienen respectivamente estados de oxidación –2, +4, +6 y 0. El azufre pertenece a los elementos R-familia electrónica, sus electrones de valencia se encuentran en el último s- Y R-subniveles (...3 s 3R). Un átomo de azufre con un estado de oxidación de -2 subniveles de valencia está completamente completo. Por lo tanto, un átomo de azufre con un estado de oxidación mínimo (–2) solo puede donar electrones (oxidarse) y ser solo un agente reductor. Un átomo de azufre con un estado de oxidación de +6 ha perdido todos sus electrones de valencia y en este estado sólo puede aceptar electrones (estar reducido). Por tanto, el átomo de azufre con el estado de oxidación máximo (+6) sólo puede ser un agente oxidante.

Los átomos de azufre con estados de oxidación intermedios (0, +4) pueden tanto perder como ganar electrones, es decir, pueden ser tanto agentes reductores como oxidantes.

Un razonamiento similar es válido cuando se consideran las propiedades redox de los átomos de otros elementos.

La naturaleza de la reacción redox está influenciada por la concentración de sustancias, el entorno de la solución y la fuerza del agente oxidante y reductor. Por tanto, el ácido nítrico concentrado y diluido reacciona de manera diferente con metales activos y poco activos. La profundidad de la reducción con nitrógeno (N+5) del ácido nítrico (agente oxidante) estará determinada por la actividad del metal (agente reductor) y la concentración (dilución) del ácido.

4HNO 3 (conc.) + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3(dil.) + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3(conc.) + 4Мg = 4Mg(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3 (dil.) + 4Mg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

La reacción del medio ambiente tiene una influencia significativa en el curso de los procesos redox.

Si se utiliza permanganato de potasio (KMnO4) como agente oxidante, dependiendo de la reacción del medio de solución, el Mn +7 se reducirá de diferentes maneras:

en un ambiente ácido (hasta Mn +2) el producto de reducción será una sal, por ejemplo, MnSO 4,

en un ambiente neutral (hasta Mn +4) el producto de reducción será MnO 2 o MnO(OH) 2,

en un ambiente alcalino (hasta Mn +6) el producto de reducción será manganato, por ejemplo, K 2 MnO 4.

Por ejemplo, al reducir una solución de permanganato de potasio con sulfito de sodio, dependiendo de la reacción del medio, se obtendrán los productos correspondientes:

agrioMiércoles –

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

neutralMiércoles –

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O = 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

alcalinoMiércoles –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

La temperatura del sistema también afecta el curso de la reacción redox. Por tanto, los productos de la interacción del cloro con una solución alcalina serán diferentes según las condiciones de temperatura.

Cuando el cloro interactúa con solución de lejía fría la reacción procede con la formación de cloruro e hipoclorito:

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 reducción, agente oxidante

CI 0 – 1e – → CI +1 oxidación, agente reductor.

Si lo tomas solución de KOH concentrada caliente, luego, como resultado de la interacción con el cloro, obtenemos cloruro y clorato:

0 t° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 reducción, agente oxidante

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 oxidación, agente reductor.

10.1. Preguntas para el autocontrol sobre el tema.

1. ¿Qué reacciones se llaman redox?

2. ¿Cuál es el estado de oxidación de un átomo? ¿Cómo se determina?

3. ¿Cuál es el estado de oxidación de los átomos en sustancias simples?

4. ¿Cuál es la suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula?

5. ¿Qué proceso se llama proceso de oxidación?

6. ¿Qué sustancias se llaman agentes oxidantes?

7. ¿Cómo cambia el estado de oxidación de un agente oxidante en reacciones redox?

8. Dé ejemplos de sustancias que solo sean agentes oxidantes en reacciones redox.

9. ¿Qué proceso se llama proceso de recuperación?

10. Definir el concepto de “agente reductor”.

11. ¿Cómo cambia el estado de oxidación de un agente reductor en reacciones redox?

12. ¿Qué sustancias sólo pueden ser agentes reductores?

13. ¿Qué elemento es un agente oxidante en la reacción del ácido sulfúrico diluido con metales?

14. ¿Qué elemento es un agente oxidante en la interacción del ácido sulfúrico concentrado con metales?

15. ¿Qué función realiza el ácido nítrico en las reacciones redox?

16. ¿Qué compuestos se pueden formar como resultado de la reducción del ácido nítrico en reacciones con metales?

17. ¿Qué elemento es un agente oxidante en concentrado, diluido y muy diluido? Ácido nítrico?

18. ¿Qué papel puede jugar el peróxido de hidrógeno en las reacciones redox?

19. ¿Cómo se clasifican todas las reacciones redox?

10.2. Pruebas para la autoevaluación de conocimientos teóricos sobre el tema "Reacciones de oxidación-reducción"

Opción 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,

3) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,

4) FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

2. Guiado por la estructura de los átomos, determine bajo qué número se indica la fórmula del ion, que solo puede ser un agente oxidante:

1) manganeso
, 2) NO 3– , 3) ​​​​Br – , 4) S 2– , 5) NO 2– ?

3. ¿Qué número es la fórmula de la sustancia que es el agente reductor más potente entre los que se indican a continuación?

1) NO 3–, 2) Cu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. ¿Qué número indica la cantidad de sustancia KMnO 4, en moles, que interactúa con 10 moles de Na 2 SO 3 en la reacción representada por el siguiente esquema:

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

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. ¿Qué número se da para la reacción de desproporción (autooxidación - autocuración)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4,

3) 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.

4) 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2,

5) 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.

Opción número 2

1. ¿Qué número se da en la ecuación de la reacción redox?

1) 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4,

2) CaCO 3 = CaO + CO 2,

3) CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3,

4) CuOHCl + HCl = CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3.

2. ¿Qué número es la fórmula de una sustancia que solo puede ser un agente reductor?

1) SO 2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2, 5) Na 2 SO 3?

3. ¿Qué número es la fórmula de la sustancia que es el agente oxidante más poderoso entre los dados?

1) Yo 2, 2) S, 3) F 2, 4) O 2, 5) Br 2?

4. ¿Cuál es el volumen de hidrógeno en litros en condiciones normales que se puede obtener a partir de 9 g de Al como resultado de la siguiente reacción redox:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. ¿Qué número se da para el esquema de la reacción redox que ocurre a pH > 7?

1) Yo 2 + H 2 O → Hola + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 +… → Yo 2 + Fe(SO 4) 3 +…,

3) KMnO 4 + NaNO 2 +… → MnSO 4 +…,

4) KMnO 4 + NaNO 2 +… → K 2 MnO 4 +…,

5) CrCl 3 + KMnO 4 +… → K 2 Cr 2 O 7 + MnO(OH) 2 +….

Opción número 3

1. ¿Qué número se da en la ecuación de la reacción redox?

1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2 ,

2) CuSO 4 + 2NaOH →Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4,

3) Entonces 3 + K 2 O → K 2 Entonces 4,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3,

5) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

2. Guiado por la estructura del átomo, determine en qué número está la fórmula del ion que puede ser agente reductor:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) ​​​​C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. ¿Bajo qué número figura el proceso de recuperación?

1) NO 2– → NO 3–, 2) S 2– → S 0, 3) Mn 2+ → MnO 2,

4) 2I – → I 2, 5)
→ 2Cl – .

4. ¿Bajo qué número se da la masa de hierro reaccionado, si es resultado de la reacción representada por el siguiente esquema:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O

¿Se formaron 11,2 L de NO (no)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. ¿Qué número se da para el esquema de reacción de autooxidación-autoreducción (dismutación)?

1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2,

3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,

4) KClO 3 → KCl + O 2,

5) Hg(NO 3) 2 → HgO + NO 2 + O 2.

Las respuestas a las tareas de prueba se pueden encontrar en la página.

10.3. Preguntas y ejercicios para independientes.

trabajar en el estudio del tema.

1. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los esquemas de reacciones redox:

1) MgCO 3 + HCl  MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5,

4) H 2 O 2  H3O + O 2, 8) KOH + CO 2  KHCO 3.

2. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los procesos redox:

1) electrólisis de una solución de cloruro de sodio,

2) cocción de pirita,

3) hidrólisis de una solución de carbonato de sodio,

4) apagado con cal.

3. Indique el número o suma de los números convencionales bajo los cuales se ubican los nombres de los grupos de sustancias caracterizadas por un aumento de propiedades oxidantes:

1) cloro, bromo, flúor,

2) carbono, nitrógeno oxígeno,

3) hidrógeno, azufre, oxígeno,

4) bromo, flúor, cloro.

4. ¿Cuál de las sustancias – cloro, azufre, aluminio, oxígeno– ¿Es un agente reductor más fuerte? En tu respuesta, indica la masa molar del compuesto seleccionado.

5. Indique el número o suma de los números convencionales bajo los cuales se ubican únicamente los agentes oxidantes:

1) K 2 MnO 4, 2) KMnO 4, 4) MnO 3, 8) MnO 2,

16) K2Cr2O7, 32) K2SO3.

6. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican las fórmulas de sustancias con dualidad redox:

1) KI, 2) H 2 O 2, 4) Al, 8) SO 2, 16) K 2 Cr 2 O 7, 32) H 2.

7. ¿Cuál de las conexiones? oxido de hierro(III), óxido de cromo(III), óxido de azufre(IV), Óxido nítrico(II), Óxido nítrico(V) – ¿puede ser sólo un agente oxidante? En tu respuesta, indica la masa molar del compuesto seleccionado.

8. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican las fórmulas de sustancias que tienen un estado de oxidación de oxígeno - 2:

1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3, Fe 2 O 3, SO 3,

4) DE 2, Ba(OH) 2, Al 2 O 3, 8) BaO 2, Fe 3 O 4, SiO 2.

9. ¿Cuál de los siguientes compuestos sólo puede ser un agente oxidante? nitrito de sodio, ácido sulfuroso, sulfuro de hidrógeno, ácido nítrico? En tu respuesta, indica la masa molar del compuesto seleccionado.

10. ¿Cuál de los siguientes compuestos nitrogenados es NH 3; HNO3; HNO2; NO 2 – ¿puede ser sólo un agente oxidante? En tu respuesta, escribe el peso molecular relativo del compuesto seleccionado.

11. ¿Bajo qué número, entre los nombres de las sustancias que se enumeran a continuación, se indica el agente oxidante más potente?

1) ácido nítrico concentrado,

2) oxígeno,

3) corriente eléctrica en el ánodo durante la electrólisis,

12. ¿Cuál de los siguientes compuestos nitrogenados es HNO 3; NH3; HNO2; NO – ¿puede ser sólo un agente reductor? En tu respuesta, escribe la masa molar del compuesto seleccionado.

13. ¿Cuál de los compuestos es Na 2 S? K2Cr2O7; KMnO4; NaNO2; KClO 4: ¿puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor, según las condiciones de reacción? En tu respuesta, escribe la masa molar del compuesto seleccionado.

14. Indique el número o suma de números convencionales, donde se indican los iones que pueden ser agentes reductores:

1) (MnO 4) 2–, 2) (CrO 4) –2, 4) Fe +2, 8) Sn +4, 16) (ClO 4) –.

15. Indique el número o suma de los números convencionales bajo los cuales se ubican únicamente los agentes oxidantes:

1) K 2 MnO 4 , 2) HNO 3 , 4) MnO 3 , 8) MnO 2 , 16) K 2 CrO 4 , 32) H 2 O 2 .

16. Indique el número o la suma de los números convencionales, bajo los cuales solo se ubican los nombres de las sustancias entre las cuales no pueden ocurrir reacciones redox:

1) carbono y ácido sulfúrico,

2) ácido sulfúrico y sulfato de sodio,

4) sulfuro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno,

8) óxido de azufre (IV) y sulfuro de hidrógeno.

17. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los procesos de oxidación:

1) S +6  S –2, 2) Mn +2  Mn +7, 4) S –2  S +4,

8) Mn +6  Mn +4, 16) O 2  2O –2, 32) S +4  S +6.

18. Indique el número o suma de números condicionales bajo los cuales se ubican los procesos de recuperación:

1) 2I –1  I 2, 2) 2N +3  N 2, 4) S –2  S +4,

8) Mn +6  Mn +2, 16) Fe +3  Fe 0, 32) S 0  S +6.

19. Indique el número o suma de números condicionales bajo los cuales se ubican los procesos de recuperación:

1) C 0  CO 2, 2) Fe +2  Fe +3,

4) (SO 3) 2–  (SO 4) 2–, 8) MnO 2  Mn +2.

20. Indique el número o suma de números condicionales bajo los cuales se ubican los procesos de recuperación:

1) Mn +2  MnO 2, 2) (IO 3) –  (IO 4) –,

4) (NO 2) –  (NO 3) –, 8) MnO 2  Mn +2.

21. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los iones que son agentes reductores.

1) Ca +2, 2) Al +3, 4) K +, 8) S –2, 16) Zn +2, 32) (SO 3) 2–.

22. ¿Qué número es la fórmula de una sustancia con la que el hidrógeno actúa como agente oxidante al interactuar?

1) O 2, 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. ¿Qué número es la ecuación de la reacción en la que se manifiestan las propiedades reductoras del ion cloruro?

1) MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O,

2) CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

3) Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

4) AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3.

24. Al interactuar con cuál de las sustancias indicadas (O 2, NaOH, H 2 S), ¿el óxido de azufre (IV) exhibe las propiedades de un agente oxidante? Escribe la ecuación de la reacción correspondiente e indica en tu respuesta la suma de los coeficientes de las sustancias de partida.

25. Indique el número o suma de los números convencionales bajo los cuales se ubican los esquemas de reacción de desproporción:

1) NH 4 NO 3  N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2  N 2 + H 2 O,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2.

26. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto permanganato de potasio está involucrado en la reacción con diez moles de óxido de azufre (IV). La reacción procede según el esquema:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3.

27. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto sulfuro de potasio reacciona con seis moles de permanganato de potasio en la reacción:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto permanganato de potasio reacciona con diez moles de sulfato de hierro (II) en la reacción:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto cromito de potasio (KCrO2) reacciona con seis moles de bromo en la reacción:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto óxido de manganeso (IV) reacciona con seis moles de óxido de plomo (IV) en la reacción:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O.

31. Escribe la ecuación de reacción:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Escribe la ecuación de reacción:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

En tu respuesta, indica la suma de los coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción.

33. Escribe la ecuación de reacción:

K2Cr2O7 + HCl conc.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

En tu respuesta, indica la suma de los coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción.

34. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto reacciona nitrito de sodio (NaNO2) con cuatro moles de permanganato de potasio en la reacción:

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

35. Dibuje un diagrama de equilibrio electrónico e indique cuánto sulfuro de hidrógeno reacciona con seis moles de permanganato de potasio en la reacción:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. ¿Qué cantidad de sustancia de hierro en moles será oxidada por oxígeno con un volumen de 33,6 litros (n.s.) en la reacción que se desarrolla según el siguiente esquema?

Fe + H 2 O + O 2  Fe(OH) 3.

37. ¿Cuál de los siguientes metales (Zn, Rb, Ag, Fe, Mg) no es soluble en ácido sulfúrico diluido? En tu respuesta, indica la masa atómica relativa de este metal.

38. ¿Cuál de los siguientes metales (Zn, Rb, Ag, Fe, Mg) no es soluble en ácido sulfúrico concentrado? Por favor indique en su respuesta número de serie elemento de la tabla periódica D.I. Mendeleev.

39. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los metales que se pasivan en soluciones concentradas de ácidos oxidantes.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Indique el número o suma de números convencionales bajo los cuales se ubican los símbolos químicos de los metales que no desplazan el hidrógeno de una solución diluida de ácido sulfúrico, pero desplazan al mercurio de las soluciones de sales de Hg 2+:

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. ¿Bajo qué número se indican los símbolos químicos de los metales, cada uno de los cuales no reacciona con el ácido nítrico?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. ¿Qué número se indica para el método de producción de cloro en la industria?

1) electrólisis de una solución de cloruro de sodio;

2) el efecto del óxido de manganeso (1V) sobre el ácido clorhídrico;

3) descomposición térmica de compuestos de cloro naturales;

4) el efecto del flúor sobre los cloruros.

43. ¿Qué número es la fórmula química del gas que se libera predominantemente cuando una solución concentrada de ácido nítrico actúa sobre el cobre?

1) N2, 2) NO2, 3) NO, 4) H2.

44. ¿Bajo qué número se indican las fórmulas de los productos de reacción de la combustión del sulfuro de hidrógeno en el aire con falta de oxígeno?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2.

Indique el número de la respuesta correcta.

45. Escribe una ecuación para la reacción entre ácido sulfúrico concentrado y cobre. En tu respuesta, indica la suma de los coeficientes en la ecuación de reacción.

10.4. Respuestas a las tareas de autoevaluación.

conocimiento de la teoría sobre el tema.

"Reacciones redox"

Opción 1		Opción número 2		Opción número 3
5oxidativa Documento Aumenta 4) el estado de oxidación del hierro disminuye. oxidativamente-restaurativo reacción La conexión se produce entre: 1) cloruro de hidrógeno y... el bicromato de potasio K2Cr2O7 puede funcionar en oxidativamente-restaurativo reacciones función: 1) tanto un agente oxidante como... “Preparación de ecuaciones de reacción en formas moleculares e iónicas. Problemas de cálculo para calcular la fracción de masa de una sustancia en una solución”. Objetivo Documento ... oxidativamente-restaurativo reacciones, practicando habilidades prácticas en la elaboración de ecuaciones. oxidativamente-restaurativo reacciones método de saldo electrónico. Teoría. oxidativamente-restaurativo son llamados reacciones ...

Ministerio de Educación y Ciencia de la Federación de Rusia

Institución Educativa Presupuestaria del Estado Federal de Educación Profesional Superior

"Universidad Industrial Estatal de Siberia"

Departamento de Química General y Analítica

Reacciones redox

Pautas para la realización de ejercicios prácticos y de laboratorio.

en las disciplinas "Química", "Química Inorgánica",

"Química general e inorgánica"

Novokuznetsk

CDU 544.3(07)

Crítico

Candidato de Ciencias Químicas, Profesor Asociado,

cabeza Departamento de Química Física y TMP SibSIU

AI. poshevneva

O-504 Reacciones redox: método. decreto. / Hermano. estado industrial Universidad; comp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. – Novokuznetsk: Editorial. centro SibGIU 2012. – 41 p.

Se proporciona información teórica y ejemplos de resolución de problemas sobre el tema "Reacciones de oxidación-reducción" en las disciplinas "Química", "Química inorgánica", "Química general e inorgánica". Se presentan trabajos de laboratorio y preguntas desarrolladas por el equipo de autores para tareas de autocontrol, control y prueba para la realización de control y trabajo independiente.

Destinado a estudiantes de primer año de todas las áreas de formación.

Prefacio

Las directrices para la química se compilan de acuerdo con el programa para áreas técnicas de la educación superior. Instituciones educacionales, están destinados a organizar el trabajo independiente sobre el tema "Reacciones de oxidación-reducción" sobre material educativo en clase y fuera de clase.

El trabajo independiente en el estudio del tema “Reacciones de oxidación-reducción” consta de varios elementos: estudiar material teórico, realizar tareas de control y prueba de acuerdo con esta instrucción metodológica y consultas individuales con el docente.

Como resultado del trabajo independiente, es necesario dominar los términos, definiciones, conceptos básicos y dominar la técnica de los cálculos químicos. Debe comenzar a realizar las tareas de control y prueba solo después de un estudio en profundidad del material teórico y un análisis exhaustivo de los ejemplos de tareas típicas que se dan en la sección teórica.

Los autores esperan que pautas permitirá a los estudiantes no solo dominar con éxito el material propuesto sobre el tema "Reacciones de oxidación-reducción", sino que también les resultará útil en el proceso educativo al dominar las disciplinas "Química" y "Química inorgánica".

Reacciones redox Términos, definiciones, conceptos.

Reacciones redox- Son reacciones acompañadas de la transferencia de electrones de un átomo o ion a otro, es decir, son reacciones por las que cambian los estados de oxidación de los elementos.

Estado de oxidación es la carga de un átomo de un elemento en un compuesto, calculada a partir del supuesto condicional de que todos los enlaces de la molécula son iónicos.

El estado de oxidación suele indicarse mediante un número arábigo encima del símbolo del elemento con un signo más o menos delante del número. Por ejemplo, si el enlace en la molécula de HCl es iónico, entonces los iones de hidrógeno y cloro con cargas (+1) y (–1), por lo tanto
.

Usando las reglas anteriores, calculamos los estados de oxidación del cromo en K 2 Cr 2 O 7, cloro en NaClO, azufre en H 2 SO 4, nitrógeno en NH 4 NO 2:

2(+1) + 2x + 7(–2) = 0, x = +6;

+1 + x + (–2) = 0, x = +1;

2(+1) + x + 4(–2) = 0, x = +6;

x+4(+1)=+1, y + 2(–2) = –1,

x = –3, y = +3.

Oxidación y reducción. La oxidación es la pérdida de electrones, lo que resulta en un aumento del estado de oxidación de un elemento. La reducción es la adición de electrones, lo que resulta en una disminución del estado de oxidación de un elemento.

Los procesos de oxidación y reducción están estrechamente relacionados entre sí, ya que un sistema químico sólo puede ceder electrones cuando otro sistema los suma ( sistema redox). Sistema de ganancia de electrones ( oxidante) se reduce (se transforma en el agente reductor correspondiente), y el sistema donador de electrones ( agente reductor), se oxida (se convierte en el agente oxidante correspondiente).

Ejemplo 1. Considere la reacción:

El número de electrones cedido por los átomos del agente reductor (potasio) es igual al número de electrones añadidos por las moléculas del agente oxidante (cloro). Por tanto, una molécula de cloro puede oxidar dos átomos de potasio. Igualando el número de electrones recibidos y dados, obtenemos:

A los agentes oxidantes típicos. incluir:

Sustancias elementales: Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.

Compuestos en los que los elementos exhiben el estado de oxidación más alto (determinado por el número de grupo) –

Catión H + e iones metálicos en su estado de oxidación más alto: Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+, etc.

A los agentes reductores típicos. incluir:

Dualidad redox.Compuestos del mayor estado de oxidación. Los inherentes a este elemento solo pueden actuar como agentes oxidantes en reacciones redox, el estado de oxidación del elemento en este caso solo puede disminuir. Compuestos del estado de oxidación más bajo. por el contrario, sólo pueden ser agentes reductores; aquí el estado de oxidación del elemento sólo puede aumentar. Si un elemento se encuentra en un estado de oxidación intermedio, entonces sus átomos pueden, dependiendo de las condiciones, aceptar electrones, actuando como agente oxidante, o donar electrones, actuando como agente reductor.

Por ejemplo, el grado de oxidación del nitrógeno en los compuestos varía de (– 3) a (+5) (Figura 1):

NH 3 , NH 4 OH solamente

agentes reductores

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 las partes izquierda y derecha 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 cuando uno componente una molécula sirve como agente oxidante y la otra sirve 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 escrita completamente 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).

Durante la lección estudiaremos el tema “Reacciones de oxidación-reducción”. Aprenderá la definición de estas reacciones, sus diferencias con otros tipos de reacciones. Recuerda qué son el número de oxidación, el agente oxidante y el agente reductor. Aprenda a elaborar diagramas de equilibrio electrónico para reacciones redox, familiarícese con la clasificación de reacciones redox.

Tema: reacciones redox

Lección: Reacciones Redox

Las reacciones que ocurren con un cambio en los estados de oxidación de los átomos que forman las sustancias que reaccionan se llaman redox . El cambio de estados de oxidación se produce debido a la transferencia de electrones del agente reductor al agente oxidante. es la carga formal de un átomo, suponiendo que todos los enlaces del compuesto son iónicos.

oxidante - Esta es una sustancia cuyas moléculas o iones aceptan electrones. Si un elemento es un agente oxidante, su estado de oxidación disminuye.

О 0 2 +4е - → 2О -2 (Agente oxidante, proceso de reducción)

Proceso recepción los electrones se llaman sustancias restauracion. El agente oxidante se reduce durante el proceso.

Reductor - Esta es una sustancia cuyas moléculas o iones ceden electrones. El agente reductor aumenta su estado de oxidación.

S 0 -4e - →S +4 (Agente reductor, proceso de oxidación)

Proceso devoluciones electrones se llama El agente reductor se oxida durante el proceso.

Ejemplo No. 1. Producir cloro en el laboratorio.

En el laboratorio, el cloro se obtiene a partir de permanganato de potasio y ácido clorhídrico concentrado. Se colocan cristales de permanganato de potasio en un matraz Wurtz. Cerrar el matraz con un tapón con embudo de goteo. Se vierte ácido clorhídrico en el embudo. El ácido clorhídrico se vierte desde un embudo de decantación. Inmediatamente comienza una fuerte liberación de cloro. A través del tubo de salida de gas, el cloro llena gradualmente el cilindro, desplazando el aire del mismo. Arroz. 1.

Arroz. 1

Usando esta reacción como ejemplo, veamos cómo crear una balanza electrónica.

KMnO 4 + HCI = KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2

Los estados de oxidación cambiaron para el manganeso y el cloro.

Mn +7 +5е - = Mn +2 agente oxidante, proceso de reducción

2 CI - -2е - = CI 0 2 agente reductor, proceso de oxidación

4. Igualemos el número de electrones dados y recibidos. Para hacer esto, encontramos el mínimo común múltiplo de los números 5 y 2. Este es 10. Como resultado de dividir el mínimo común múltiplo por el número de electrones dado y aceptado, encontramos los coeficientes del agente oxidante y el reductor. agente.

Mn +7 +5e - = Mn +2 2

2 CI - -2е - = CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H2O

Sin embargo, no existe un coeficiente delante de la fórmula del ácido clorhídrico, ya que no todos los iones cloruro participaron en el proceso redox. El método de equilibrio electrónico le permite equilibrar solo los iones involucrados en el proceso redox. Por tanto, es necesario igualar el número de iones que no participan en . A saber, cationes de potasio, aniones de hidrógeno y cloruro. El resultado es la siguiente ecuación:

2KMnO 4 + 16 HCl = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O

Ejemplo No. 2. Interacción del cobre con ácido nítrico concentrado. Arroz. 2.

Se colocó una moneda de “cobre” en un vaso con 10 ml de ácido. Rápidamente comenzó la liberación de gas marrón (las burbujas marrones en el líquido aún incoloro parecían especialmente impresionantes). Todo el espacio sobre el líquido se volvió marrón y del vaso brotaron vapores marrones. La solución se volvió color color verde. La reacción se aceleraba constantemente. Después de aproximadamente medio minuto la solución se volvió azul y después de dos minutos la reacción comenzó a disminuir. La moneda no se disolvió por completo, pero perdió mucho grosor (se podía doblar con los dedos). El color verde de la solución en la etapa inicial de la reacción se debe a los productos de reducción del ácido nítrico.

Arroz. 2

1. Anotemos el esquema de esta reacción:

Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Ordenemos los estados de oxidación de todos los elementos en las sustancias que participan en la reacción:

Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2

Los estados de oxidación cambiaron para el cobre y el nitrógeno.

3. Elaboramos un diagrama que refleja el proceso de transición electrónica:

N +5 +е - = N +4 agente oxidante, proceso de reducción

Cu 0 -2е - = Cu +2 agente reductor, proceso de oxidación

4. Igualemos el número de electrones dados y recibidos. Para hacer esto, encontramos el mínimo común múltiplo de los números 1 y 2. Este es 2. Como resultado de dividir el mínimo común múltiplo por el número de electrones dados y recibidos, encontramos los coeficientes del agente oxidante y el reductor. agente.

norte +5 +e - = norte +4 2

Cu 0 -2е - = Cu +2 1

5. Transferimos los coeficientes al diagrama original y transformamos la ecuación de reacción.

Cu + ?HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

El ácido nítrico interviene no sólo en la reacción redox, por lo que el coeficiente no se escribe al principio. Como resultado finalmente se obtiene la siguiente ecuación:

Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Clasificación de reacciones redox.

1. Reacciones redox intermoleculares .

Son reacciones en las que los agentes oxidantes y reductores son sustancias diferentes.

H 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -

2. Reacciones intramoleculares en las que los átomos oxidantes y de parada se ubican en moléculas de una misma sustancia, por ejemplo:

2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Desproporción (autooxidación-autocuración): reacciones en las que el mismo elemento actúa como agente oxidante y como agente reductor, por ejemplo:

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Conproporcionación (Reproporcionación): reacciones en las que se obtiene un estado de oxidación a partir de dos estados de oxidación diferentes del mismo elemento.

Tarea

1. No. 1-3 (pág. 162) Gabrielyan O.S. Química. Grado 11. Un nivel básico de. 2ª ed., borrada. - M.: Avutarda, 2007. - 220 p.

2. ¿Por qué el amoníaco sólo presenta propiedades reductoras y el ácido nítrico sólo oxidantes?

3. Ordene los coeficientes en la ecuación de reacción para la producción de ácido nítrico usando el método de balanza electrónica: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Toda la variedad de reacciones químicas se puede reducir a dos tipos. Si, como resultado de una reacción, los estados de oxidación de los elementos no cambian, entonces tales reacciones se denominan intercambio, de lo contrario - redox reacciones.

La aparición de reacciones químicas se debe al intercambio de partículas entre sustancias que reaccionan. Por ejemplo, en una reacción de neutralización, se produce un intercambio entre cationes y aniones de un ácido y una base, como resultado de lo cual se forma un electrolito débil: el agua:

A menudo, el intercambio va acompañado de la transferencia de electrones de una partícula a otra. Así, cuando el zinc reemplaza al cobre en una solución de sulfato de cobre (II)

Los electrones de los átomos de zinc van a los iones de cobre:

El proceso por el cual una partícula pierde electrones se llama oxidación, y el proceso de adquisición de electrones es restauracion. La oxidación y la reducción ocurren simultáneamente, por lo que las interacciones acompañadas de la transferencia de electrones de una partícula a otra se denominan reacciones redox.

La transferencia de electrones puede ser incompleta. Por ejemplo, en la reacción

en lugar de los de baja polaridad enlaces CH Aparecen enlaces H-Cl altamente polares. Para facilitar la escritura de reacciones redox, se utiliza el concepto de grado de oxidación, que caracteriza el estado de un elemento en un compuesto químico y su comportamiento en las reacciones.

Estado de oxidación- un valor numéricamente igual a la carga formal que se puede asignar a un elemento, partiendo del supuesto de que todos los electrones de cada uno de sus enlaces se han transferido a un átomo más electronegativo del compuesto dado.

Usando el concepto de estado de oxidación, podemos dar más definición general Procesos de oxidación y reducción. Redox Se denominan reacciones químicas que van acompañadas de un cambio en los estados de oxidación de los elementos de las sustancias involucradas en la reacción. Durante la reducción, el estado de oxidación de un elemento disminuye; durante la oxidación, aumenta. Una sustancia que contiene un elemento que reduce su estado de oxidación se llama agente oxidante; Una sustancia que contiene un elemento que aumenta el estado de oxidación se llama. agente reductor.

El estado de oxidación de un elemento en un compuesto se determina de acuerdo con las siguientes reglas:

· el estado de oxidación de un elemento en una sustancia simple es cero;

· la suma algebraica de todos los estados de oxidación de los átomos de una molécula es igual a cero;

· la suma algebraica de todos los estados de oxidación de los átomos de un ion complejo, así como el estado de oxidación de un elemento en un ion monoatómico simple, es igual a la carga del ion;

· en un compuesto, los átomos del elemento que tienen la mayor electronegatividad presentan un estado de oxidación negativo;

· el estado de oxidación máximo posible (positivo) de un elemento corresponde al número del grupo en el que se encuentra el elemento en la tabla periódica D.I. Mendeleev.

El estado de oxidación de los átomos de los elementos de un compuesto se escribe encima del símbolo de un elemento determinado, indicando primero el signo del estado de oxidación y luego su valor numérico, por ejemplo.

Varios elementos en los compuestos exhiben un estado de oxidación constante, que se utiliza para determinar los estados de oxidación de otros elementos:

Las propiedades redox de los átomos de varios elementos se manifiestan dependiendo de muchos factores, los más importantes de los cuales son estructura electronica elemento, su estado de oxidación en la sustancia, la naturaleza de las propiedades de otros participantes en la reacción. Los compuestos que contienen átomos de elementos con un estado de oxidación máximo (positivo), por ejemplo, sólo pueden reducirse actuando como agentes oxidantes. Compuestos que contienen elementos con estados de oxidación mínimos, p.e. sólo pueden oxidarse y actuar como agentes reductores.

Sustancias que contienen elementos con estados de oxidación intermedios, p.e. tener dualidad redox. Dependiendo del interlocutor de la reacción, estas sustancias son capaces de aceptar (cuando interactúan con agentes reductores más fuertes) y donar (cuando interactúan con agentes oxidantes más fuertes) electrones.

La composición de los productos de reducción y oxidación también depende de muchos factores, incluido el entorno en el que se produce el proceso. reacción química, concentración de reactivos, actividad del socio en el proceso redox.

Para escribir la ecuación de una reacción redox, es necesario saber cómo cambian los estados de oxidación de los elementos y en qué otros estados entran el agente oxidante y el agente reductor. Consideremos breves características los agentes oxidantes y reductores más utilizados.

Los agentes oxidantes más importantes. Entre las sustancias simples, las propiedades oxidantes son típicas de los no metales típicos: flúor F 2, cloro Cl 2, bromo Br 2, yodo I 2, oxígeno O 2.

Halógenos, al reducirse, adquieren un estado de oxidación -1, y del flúor al yodo se debilitan sus propiedades oxidantes (F 2 tiene un uso limitado debido a su alta agresividad):

Oxígeno, al reducirse, adquiere un estado de oxidación de -2:

Los agentes oxidantes más importantes entre los ácidos que contienen oxígeno y sus sales incluyen el ácido nítrico HNO 3 y sus sales, el ácido sulfúrico concentrado H 2 SO 4, los ácidos halógenos que contienen oxígeno HHalo x y sus sales, el permanganato de potasio KMnO 4 y el dicromato de potasio K 2 Cr2O7.

Ácido nítrico Presenta propiedades oxidantes debido al nitrógeno en el estado de oxidación +5. En este caso, es posible la formación de diversos productos de reducción:

La profundidad de la reducción del nitrógeno depende de la concentración de ácido, así como de la actividad del agente reductor, determinada por su potencial redox:

Figura 1. La profundidad de la reducción del nitrógeno depende de la concentración de ácido.

Por ejemplo, la oxidación del zinc (metal activo) con ácido nítrico va acompañada de la formación de varios productos de reducción; a una concentración de HNO 3 de aproximadamente el 2% (en peso), se forma predominantemente NH 4 NO 3:

a una concentración de HNO 3 de aproximadamente 5% (peso) – N 2 O:

a una concentración de HNO 3 de aproximadamente 30% (peso) – NO:

y a una concentración de HNO 3 de aproximadamente el 60% (en peso), se forma predominantemente NO 2:

La actividad oxidativa del ácido nítrico aumenta al aumentar la concentración, por lo que el HNO 3 concentrado oxida no solo metales activos, sino también metales ligeramente activos, como el cobre y la plata, formando predominantemente óxido nítrico (IV):

así como los no metales, como el azufre y el fósforo, oxidándolos a ácidos correspondientes a estados de oxidación superiores:

Sales de ácido nítrico ( nitratos) se puede reducir en medios ácidos y al interactuar con metales activos y en medios alcalinos, así como en fundidos:

Agua regia– una mezcla de ácidos concentrado y nítrico, mezclados en una proporción de 1:3 en volumen. El nombre de esta mezcla se debe a que disuelve incluso metales tan nobles como el oro y el platino:

La aparición de esta reacción se debe a que el agua regia libera cloruro de nitrosilo NOCl y cloro libre Cl2:

bajo cuya influencia los metales se convierten en cloruros.

Ácido sulfúrico exhibe propiedades oxidantes en una solución concentrada debido al azufre en el estado de oxidación +6:

La composición de los productos de reducción está determinada principalmente por la actividad del agente reductor y la concentración de ácido:

Figura 2. Reducir la actividad del azufre dependiendo de

concentración de ácido.

Así, la interacción del H 2 SO 4 concentrado con metales poco activos, algunos no metales y sus compuestos conduce a la formación de óxido de azufre (IV):

Los metales activos reducen el ácido sulfúrico concentrado a azufre o sulfuro de hidrógeno:

en este caso, H 2 S, S y SO 2 se forman simultáneamente en diferentes proporciones. Sin embargo, en este caso, el principal producto de la reducción de H 2 SO 4 es SO 2, ya que el S y el H 2 S liberados pueden oxidarse con ácido sulfúrico concentrado:

y sus sales (ver Tabla A.1.1) se utilizan a menudo como agentes oxidantes, aunque muchos de ellos presentan un carácter dual. Como regla general, los productos de reducción de estos compuestos son cloruros y bromuros (estado de oxidación -1), así como yodo (estado de oxidación 0);

Sin embargo, incluso en este caso, la composición de los productos de reducción depende de las condiciones de reacción, de la concentración del agente oxidante y de la actividad del agente reductor:

Permanganato de potasio Presenta propiedades oxidantes debido al manganeso en el estado de oxidación +7. Dependiendo del entorno en el que se produce la reacción, se reduce a diferentes productos: en un entorno ácido - a sales de manganeso (II), en un entorno neutro - a óxido de manganeso (IV) en forma hidratada MnO(O) 2 , en un ambiente alcalino - al manganato -y ella

ambiente ácido

ambiente neutral

ambiente alcalino

Dicromato de potasio, cuya molécula incluye cromo en el estado de oxidación +6, es un fuerte agente oxidante durante la sinterización y en una solución ácida.

exhibe propiedades oxidantes en un ambiente neutro

En un ambiente alcalino, el equilibrio entre los iones cromato y dicromato.

se desplaza hacia la formación, por lo tanto, en un ambiente alcalino el agente oxidante es cromato de potasio K 2 CrO 4:

sin embargo, el K 2 CrO 4 es un agente oxidante más débil en comparación con el K 2 Cr 2 O 7.

Entre los iones, el ion hidrógeno H+ y los iones metálicos en el estado de oxidación más alto exhiben propiedades oxidantes. ion hidrógeno H + actúa como agente oxidante cuando los metales activos interactúan con soluciones ácidas diluidas (con excepción del HNO 3)

Iones de metal en un estado de oxidación relativamente alto, como Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, se reduce y se convierte en iones de un estado de oxidación más bajo.

o se aíslan de soluciones de sus sales en forma de metales

Los agentes reductores más importantes.. Los agentes reductores típicos entre las sustancias simples incluyen metales activos, como metales alcalinos y alcalinotérreos, zinc, aluminio, hierro y otros, así como algunos no metales (hidrógeno, carbono, fósforo, silicio).

Rieles en un ambiente ácido se oxidan a iones cargados positivamente:

En un ambiente alcalino, los metales se oxidan, exhibiendo propiedades anfóteras; en este caso, se forman aniones o hidroxocomponentes cargados negativamente:

No metales, oxidantes, forman óxidos o ácidos correspondientes:

Las funciones reductoras las poseen los aniones libres de oxígeno, por ejemplo Cl -, Br -, I -, S 2-, H - y cationes metálicos en el estado de oxidación más alto.

En una fila iones de haluro, que al oxidarse suelen formar halógenos:

las propiedades reductoras aumentan de Cl - a I - .

hidruros Los metales exhiben propiedades reductoras debido a la oxidación del hidrógeno unido (estado de oxidación -1) a hidrógeno libre:

cationes metálicos en el estado de oxidación más bajo, como Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ y otros, al interactuar con agentes oxidantes, el grado de oxidación aumenta:

Dualidad redox. Entre las sustancias simples, la dualidad redox es característica de los subgrupos de elementos VIIA, VIA y VA, que pueden aumentar o disminuir su estado de oxidación.

A menudo se utilizan como agentes oxidantes. halógenos bajo la influencia de agentes oxidantes más fuertes presentan propiedades reductoras (a excepción del flúor). Sus capacidades oxidantes disminuyen y sus propiedades reductoras aumentan de Cl 2 a I 2:

Fig. 3. Capacidad redox de los halógenos.

Esta característica se ilustra mediante la reacción de oxidación del yodo con cloro en una solución acuosa:

La composición de compuestos que contienen oxígeno que exhiben un comportamiento dual en reacciones redox también incluye elementos en un estado de oxidación intermedio. Ácidos de halógenos que contienen oxígeno. y sus sales, cuyas moléculas incluyen un halógeno en estado de oxidación intermedio, pueden actuar como agentes oxidantes.

y agentes reductores

Peróxido de hidrógeno, que contiene oxígeno en el estado de oxidación -1, en presencia de agentes reductores típicos presenta propiedades oxidantes, ya que el estado de oxidación del oxígeno puede disminuir a -2:

Esta última reacción se utiliza en la restauración de pinturas de antiguos maestros, cuyas pinturas, que contienen blanco de plomo, se vuelven negras debido a la interacción con el sulfuro de hidrógeno del aire.

Al interactuar con agentes oxidantes fuertes, el estado de oxidación del oxígeno incluido en el peróxido de hidrógeno aumenta a 0, el H 2 O 2 exhibe las propiedades de un agente reductor:

Ácido nitroso Y nitritos, que contienen nitrógeno en el estado de oxidación +3, y también pueden actuar como agentes oxidantes.

así como en el papel de restauradores

Clasificación. Hay cuatro tipos de reacciones redox.

1. Si el agente oxidante y el agente reductor son sustancias diferentes, entonces tales reacciones pertenecen a intermolecular. Todas las reacciones discutidas anteriormente son ejemplos.

2. Durante la descomposición térmica de compuestos complejos, que incluyen un agente oxidante y un agente reductor en forma de átomos de diferentes elementos, se producen reacciones redox, llamadas intramolecular:

3. Reacciones desproporción (dismutación o, según terminología obsoleta, autooxidación - autocuración) puede ocurrir si los compuestos que contienen elementos en estados de oxidación intermedios se exponen a condiciones en las que son inestables (por ejemplo, a temperaturas elevadas). El estado de oxidación de este elemento aumenta y disminuye:

4. Reacciones contraproporción (traspuesta) son procesos de interacción entre un agente oxidante y un agente reductor, que incluyen un mismo elemento con diferentes estados de oxidación. Como resultado, el producto de oxidación y reducción es una sustancia con un estado de oxidación intermedio de los átomos de un elemento determinado:

También hay reacciones encontradas. Por ejemplo, la reacción de contraproporción intramolecular incluye la reacción de descomposición del nitrato de amonio.

Elaboración de ecuaciones.

Las ecuaciones para reacciones redox se compilan basándose en los principios de igualdad del número de átomos iguales antes y después de la reacción, además de tener en cuenta la igualdad del número de electrones cedido por el agente reductor y el número de electrones aceptados. por el agente oxidante, es decir Neutralidad eléctrica de las moléculas. La reacción se representa como un sistema de dos medias reacciones: oxidación y reducción, cuya suma, teniendo en cuenta los principios indicados, conduce a la elaboración de una ecuación general del proceso.

Para compilar ecuaciones para reacciones redox, se utilizan con mayor frecuencia el método de semirreacciones electrón-ion y el método del equilibrio electrónico.

Método de media reacción de iones de electrones se utiliza en la elaboración de ecuaciones para reacciones que ocurren en una solución acuosa, así como reacciones que involucran sustancias cuyo estado de oxidación de los elementos es difícil de determinar (por ejemplo, KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Según este método, se distinguen las siguientes etapas principales al componer la ecuación de reacción.

a) anotar el diagrama molecular general del proceso, indicando el agente reductor, el agente oxidante y el medio en el que se produce la reacción (ácido, neutro o alcalino). Por ejemplo

b) teniendo en cuenta la disociación de electrolitos en una solución acuosa, este esquema se presenta en forma de interacción ion molecular. Los iones cuyos estados de oxidación de los átomos no cambian no se indican en el diagrama, a excepción de los iones ambientales (H +, OH -):

c) determinar los grados de oxidación del agente reductor y del agente oxidante, así como los productos de su interacción:

f) agregar iones que no participaron en el proceso de oxidación-reducción, igualar sus cantidades a la izquierda y a la derecha y escribir la ecuación molecular de la reacción

Las mayores dificultades surgen al realizar un balance de materia para semireacciones de oxidación y reducción, cuando cambia el número de átomos de oxígeno que componen las partículas del oxidante y reductor. Hay que tener en cuenta que en soluciones acuosas la unión o adición de oxígeno se produce con la participación de moléculas de agua e iones del medio.

Durante el proceso de oxidación, por un átomo de oxígeno que se adhiere a una partícula de agente reductor, en ambientes ácidos y neutros, se consume una molécula de agua y se forman dos iones H+; en un ambiente alcalino, se consumen dos iones de hidróxido OH - y se forma una molécula de agua (Tabla 1.1).

Para unir un átomo de oxígeno del agente oxidante en un ambiente ácido, se consumen dos iones H + durante el proceso de reducción y se forma una molécula de agua; en ambientes neutros y alcalinos, se consume una molécula de H 2 O y se forman dos iones OH - (Tablas 1, 2).

tabla 1

Adición de átomos de oxígeno a un agente reductor durante la oxidación.

Tabla 2

Enlace de átomos de oxígeno del agente oxidante durante el proceso de reducción.

Las ventajas del método de las semirreacciones electrón-iónicas son que al compilar ecuaciones para reacciones redox, se tienen en cuenta los estados reales de las partículas en solución y el papel del medio ambiente en el curso de los procesos; no es necesario utilizar El concepto formal de estado de oxidación.

Método de saldo electrónico, basado en tener en cuenta los cambios en el estado de oxidación y el principio de neutralidad eléctrica de la molécula, es universal. Generalmente se utiliza para construir ecuaciones para reacciones redox que ocurren entre gases, sólidos y en masas fundidas.

La secuencia de operaciones, según el método, es la siguiente:

1) anotar las fórmulas de los reactivos y productos de reacción en forma molecular:

2) determinar el estado de oxidación de los átomos que lo cambian durante la reacción:

3) a partir del cambio de estados de oxidación se determina el número de electrones cedidos por el agente reductor y el número de electrones aceptados por el agente oxidante, y se elabora un balance electrónico, teniendo en cuenta el principio de igualdad de los Número de electrones cedidos y recibidos:

4) los factores del equilibrio electrónico se escriben en la ecuación de la reacción redox como los principales coeficientes estequiométricos:

5) seleccione los coeficientes estequiométricos de los participantes restantes en la reacción:

Al elaborar ecuaciones, se debe tener en cuenta que el agente oxidante (o reductor) se puede consumir no solo en la reacción redox principal, sino también al unir los productos de reacción resultantes, es decir, puede actuar como medio y un formador de sal.

Un ejemplo en el que el papel del medio lo desempeña un agente oxidante es la reacción de oxidación de un metal en ácido nítrico, realizada mediante el método de semirreacciones electrón-iónicas:

Un ejemplo cuando el agente reductor es el medio en el que ocurre la reacción es la oxidación del ácido clorhídrico con dicromato de potasio, compilada por el método de balanza electrónica:

Al calcular las proporciones cuantitativas, de masa y de volumen de los participantes en reacciones redox, se utilizan las leyes estequiométricas básicas de la química y, en particular, la ley de equivalentes. Para determinar la dirección y la integridad de los procesos redox, se utilizan los valores de los parámetros termodinámicos de estos sistemas, y cuando ocurren reacciones en soluciones acuosas, se utilizan los valores de los potenciales de los electrodos correspondientes.