Tipul de lecție. Dobândirea de noi cunoștințe.

Obiectivele lecției.Educational. Să familiarizeze studenții cu o nouă clasificare a reacțiilor chimice pe baza modificărilor stărilor de oxidare ale elementelor - cu reacții redox (ORD); învață elevii să aranjeze coeficienții folosind metoda echilibrului electronic.

În curs de dezvoltare. Continuați dezvoltarea gândirii logice, capacitatea de a analiza și compara, formarea interesului pentru subiect.

Educational. Pentru a forma o viziune științifică despre lume a studenților; îmbunătăți abilitățile de muncă.

Metode și tehnici metodologice. Povestea, conversația, demonstrația de ajutoare vizuale, munca independentă a elevilor.

Echipamente și reactivi. Reproducere înfățișând Colosul din Rhodos, algoritmul de plasare a coeficienților după metoda echilibrului electronic, un tabel cu agenți oxidanți și reductori tipici, un puzzle de cuvinte încrucișate; Fe (cui), soluții de NaOH, СuSO 4 .

ÎN CURILE CURĂRILOR

Introducere

(motivare și stabilire de obiective)

Profesor. În secolul III. î.Hr. pe insula Rodos a fost construit un monument sub forma unei statui uriașe a lui Helios (dintre greci – zeul Soarelui). Ideea grandioasă și perfecțiunea execuției Colosului din Rodos - una dintre minunile lumii - i-au uimit pe toți cei care l-au văzut.

Nu știm exact cum arăta statuia, dar se știe că a fost realizată din bronz și a ajuns la o înălțime de aproximativ 33 m. Statuia a fost creată de sculptorul Haret și a durat 12 ani să fie construită.

Carcasa de bronz a fost atașată de cadrul de fier. Statuia goală a început să fie construită de jos și, pe măsură ce creștea, s-a umplut cu pietre pentru a o face mai stabilă. La aproximativ 50 de ani de la finalizarea construcției, Colosul s-a prăbușit. În timpul cutremurului, s-a rupt la nivelul genunchilor.

Oamenii de știință cred că adevăratul motiv pentru fragilitatea acestui miracol a fost coroziunea metalului. Și în centrul procesului de coroziune se află reacțiile redox.

Astăzi, în lecție, vă veți familiariza cu reacțiile redox; învață despre conceptele de „agent reducător” și „agent oxidant”, despre procesele de reducere și oxidare; învață cum să aranjezi coeficienții în ecuațiile reacțiilor redox. Scrieți în caietul de lucru numărul, tema lecției.

Învățarea de materiale noi

Profesorul face două experimente demonstrative: interacțiunea sulfatului de cupru (II) cu alcalii și interacțiunea aceleiași sări cu fierul.

Profesor. Notează ecuațiile moleculare ale reacțiilor efectuate. În fiecare ecuație, aranjați stările de oxidare ale elementelor în formulele materiilor prime și ale produselor de reacție.

Elevul scrie pe tablă ecuațiile reacției și aranjează stările de oxidare:

Profesor. S-au schimbat stările de oxidare ale elementelor în aceste reacții?

Student. În prima ecuație, stările de oxidare ale elementelor nu s-au schimbat, dar în a doua s-au schimbat - în cupru și fier.

Profesor. A doua reacție este redox. Încercați să definiți reacțiile redox.

Student. Reacțiile, în urma cărora se modifică stările de oxidare ale elementelor care alcătuiesc reactanții și produșii de reacție, se numesc reacții redox.

Elevii notează într-un caiet sub dictarea profesorului definiția reacțiilor redox.

Profesor. Ce s-a întâmplat ca urmare a reacției redox? Înainte de reacție, fierul avea o stare de oxidare de 0, după reacție a devenit +2. După cum puteți vedea, starea de oxidare a crescut, prin urmare, fierul cedează 2 electroni.

Cuprul are o stare de oxidare de +2 înainte de reacție și 0 după reacție. După cum puteți vedea, starea de oxidare a scăzut. Prin urmare, cuprul acceptă 2 electroni.

Fierul donează electroni, este un agent reducător, iar procesul de transfer de electroni se numește oxidare.

Cuprul acceptă electroni, este un agent oxidant, iar procesul de adăugare a electronilor se numește reducere.

Scriem schemele acestor procese:

Deci, dați definiția conceptelor de „agent reducător” și „agent oxidant”.

Student. Atomii, moleculele sau ionii care donează electroni se numesc agenți reducători.

Atomii, moleculele sau ionii care acceptă electroni sunt numiți agenți oxidanți.

Profesor. Care este definiția proceselor de reducere și oxidare?

Student. Recuperarea este procesul de adăugare de electroni la un atom, moleculă sau ion.

Oxidarea este procesul prin care electronii sunt transferați de către un atom, moleculă sau ion.

Elevii scriu definițiile într-un caiet sub dictare și completează desenul.

Tine minte!

Donează electroni - oxidează.

Luați electroni - recuperați.

Profesor. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere și invers, reducerea este întotdeauna asociată cu oxidarea. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni atașați de agentul de oxidare.

Pentru a selecta coeficienții din ecuațiile reacțiilor redox, se folosesc două metode - echilibrul electronilor și echilibrul electron-ion (metoda semireacției).

Vom lua în considerare doar metoda echilibrului electronic. Pentru a face acest lucru, folosim algoritmul de aranjare a coeficienților folosind metoda echilibrului electronic (întocmit pe o hârtie de desen).

EXEMPLU Aranjați coeficienții în această schemă de reacție folosind metoda echilibrului electronic, determinați agentul de oxidare și agentul reducător, indicați procesele de oxidare și reducere:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.

Vom folosi algoritmul de plasare a coeficienților folosind metoda echilibrului electronic.

3. Să scriem elementele care modifică gradul de oxidare:

4. Compuneți ecuații electronice, determinând numărul de electroni dați și primiți:

5. Numărul de electroni dați și primiți trebuie să fie același, deoarece nici reactanții și nici produsele reacției nu sunt încărcate. Egalăm numărul de electroni dați și primiți alegând cel mai mic multiplu comun (LCM) și factori suplimentari:

6. Multiplicatorii rezultați sunt coeficienți. Transferăm coeficienții în schema de reacție:

Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.

Substanțele care sunt agenți oxidanți sau reducători în multe reacții sunt numite tipice.

Este postat un tabel realizat pe o foaie Whatman.

Profesor. Reacțiile redox sunt foarte frecvente. Ele sunt asociate nu numai cu procesele de coroziune, ci și cu fermentația, degradarea, fotosinteza și procesele metabolice care au loc într-un organism viu. Ele pot fi observate în timpul arderii combustibilului. Procesele redox însoțesc ciclurile substanțelor din natură.

Știați că aproximativ 2 milioane de tone de acid azotic se formează în atmosferă în fiecare zi sau
700 de milioane de tone pe an, iar sub forma unei soluții slabe cad la pământ cu ploaie (omul produce doar 30 de milioane de tone de acid azotic pe an).

Ce se întâmplă în atmosferă?

Aerul conține 78% azot în volum, 21% oxigen și 1% alte gaze. Sub acțiunea descărcărilor de fulgere și în medie 100 de fulgere pe Pământ în fiecare secundă, moleculele de azot interacționează cu moleculele de oxigen pentru a forma oxid nitric (II):

Oxidul nitric (II) este ușor oxidat de oxigenul atmosferic în oxid nitric (IV):

NU + O 2 NU 2 .

Oxidul nitric (IV) rezultat interacționează cu umiditatea atmosferică în prezența oxigenului, transformându-se în acid azotic:

NO2 + H2O + O2HNO3.

Toate aceste reacții sunt reacții redox.

Exercițiu . Aranjați coeficienții în schemele de reacție de mai sus folosind metoda echilibrului electronic, indicați agentul oxidant, agentul reducător, procesele de oxidare și reducere.

Soluţie

1. Să determinăm stările de oxidare ale elementelor:

2. Subliniem simbolurile elementelor ale căror stări de oxidare se modifică:

3. Să scriem elementele care și-au schimbat stările de oxidare:

4. Compuneți ecuații electronice (determinați numărul de electroni dați și primiți):

5. Numărul de electroni dați și primiți este același.

6. Să transferăm coeficienții din circuitele electronice în schema de reacție:

În continuare, studenții sunt invitați să aranjeze în mod independent coeficienții folosind metoda echilibrului electronic, să determine agentul oxidant, agentul reducător, să indice procesele de oxidare și reducere în alte procese care au loc în natură.

Celelalte două ecuații de reacție (cu coeficienți) sunt:

Verificarea corectitudinii sarcinilor se realizează cu ajutorul unui codoscop.

Partea finală

Profesorul le cere elevilor să rezolve un puzzle de cuvinte încrucișate pe baza materialului studiat. Rezultatul lucrării este supus verificării.

După ce am ghicit cuvinte încrucișate, veți învăța că substanțele KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 sunt puternice ... (vertical (2)).

Orizontal:

1. Ce proces reflectă schema:

3. Reacție

N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q

este redox, reversibil, omogen, … .

4. ... carbonul (II) este un agent reducător tipic.

5. Ce proces reflectă schema:

6. Pentru selectarea coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox se folosește metoda electronică ....

7. Conform diagramei, aluminiul a dat ... un electron.

8. În reacție:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

hidrogen H2 - ....

9. Ce tip de reacții sunt întotdeauna doar reacții redox?

10. Starea de oxidare a substanțelor simple este ....

11. În reacție:

reductor...

Temă pentru acasă. Conform manualului lui O.S. Gabrielyan „Chimie-8” § 43, p. 178–179, ex. 1, 7 în scris.

O sarcină (acasă). Designerii primelor nave spațiale și submarine s-au confruntat cu o problemă: cum să mențină o compoziție constantă a aerului pe navă și pe stațiile spațiale? Să scapi de excesul de dioxid de carbon și să reumple oxigenul? Soluția a fost găsită.

Superoxidul de potasiu KO 2 formează oxigen ca rezultat al interacțiunii cu dioxidul de carbon:

După cum puteți vedea, aceasta este o reacție redox. Oxigenul este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător în această reacție.

Într-o expediție spațială, fiecare gram de marfă contează. Calculați cantitatea de superoxid de potasiu care trebuie luată într-un zbor spațial dacă zborul este proiectat pentru 10 zile și dacă echipajul este format din două persoane. Se știe că o persoană expiră 1 kg de dioxid de carbon pe zi.

(Răspuns. 64,5 kg KO2. )

Sarcină (nivel crescut de complexitate). Scrieți ecuațiile pentru reacțiile redox care ar fi putut duce la distrugerea Colosului din Rodos. Rețineți că această statuie uriașă se afla într-un oraș-port pe o insulă din Marea Egee, în largul coastei Turciei moderne, unde aerul umed mediteranean este saturat cu săruri. Era realizat din bronz (un aliaj de cupru și staniu) și montat pe un cadru de fier.

Literatură

Gabrielyan O.S.. Chimie-8. Moscova: Dropia, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Manualul profesorului. clasa a 8-a. Moscova: Dropia, 2002;
Cox R., Morris N. Sapte minuni ale lumii. Lumea antică, Evul Mediu, timpul nostru. M.: BMM AO, 1997;
Enciclopedie pentru copii mici. Chimie. M.: Parteneriatul enciclopedic rusesc, 2001; Enciclopedie pentru copii „Avanta+”. Chimie. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reacții redox. Moscova: Educație, 1989.

Capitolul 10

Reacții redox.

Reacții redox – acestea sunt reacții care apar cu modificarea stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc moleculele substanțelor care reacţionează:

2Mg + O 2  2MgO,

2KClO3 2KCl + 3O2.

Amintește-ți asta starea de oxidare – aceasta este sarcina condiționată a unui atom dintr-o moleculă, care decurge din presupunerea că electronii nu sunt deplasați, ci sunt complet dați unui atom al unui element mai electronegativ.

Cele mai electronegative elemente din compus au stări de oxidare negative, iar atomii elementelor cu electronegativitate mai mică sunt pozitivi.

Starea de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, valoarea stării de oxidare a unui element nu coincide cu valența acestuia.

Pentru a afla starea de oxidare a atomilor elementelor care alcătuiesc reactanții, trebuie avute în vedere următoarele reguli:

1. Starea de oxidare a atomilor elementelor din moleculele substanțelor simple este zero.

De exemplu:

Mg0, Cu0.

2. Starea de oxidare a atomilor de hidrogen din compuși este de obicei +1.

De exemplu: +1 +1

Excepții: în hidruri (compuși ai hidrogenului cu metale), gradul de oxidare al atomilor de hidrogen este –1.

De exemplu:

NaH-1.

3. Starea de oxidare a atomilor de oxigen din compuși este de obicei -2.

De exemplu:

H20-2, CaO-2.

Excepții:

 Starea de oxidare a oxigenului în fluorura de oxigen (OF 2) este +2.

 gradul de oxidare a oxigenului în peroxizii (H 2 O 2 , Na 2 O 2) care conţin grupa –O–O– este –1.

4. Starea de oxidare a metalelor din compuși este de obicei o valoare pozitivă.

De exemplu: +2

5. Starea de oxidare a nemetalelor poate fi atât negativă, cât și pozitivă.

De exemplu: –1 +1

6. Suma c stările de oxidare ale tuturor atomilor din moleculă este zero.

Reacțiile redox sunt două procese interdependente - procesul de oxidare și procesul de reducere.

Procesul de oxidare – este procesul de donare de electroni de către un atom, moleculă sau ion; în acest caz, starea de oxidare crește, iar substanța este un agent reducător:

– 2ē  2H + proces de oxidare,

Procesul de oxidare Fe +2 – ē  Fe +3,

2J – – 2ē  procesul de oxidare.

Procesul de reducere este procesul de adăugare a electronilor, în timp ce starea de oxidare scade, iar substanța este un agent oxidant:

+ 4ē  2O –2 proces de reducere,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 proces de reducere,

Cu +2 +2ē  Cu 0 proces de reducere.

Oxidant – o substanță care acceptă electroni și se reduce în proces (starea de oxidare a elementului este redusă).

Agent de reducere – o substanță care donează electroni și se oxidează în același timp (starea de oxidare a unui element scade).

Este posibil să se facă o concluzie rezonabilă cu privire la natura comportării unei substanțe în anumite reacții redox pe baza valorii potențialului redox, care este calculată din valoarea potențialului redox standard. Totuși, în unele cazuri, este posibil, fără a recurge la calcule, dar cunoscând legile generale, să se determine care substanță va fi agent oxidant și care va fi agent reducător și să se facă o concluzie despre natura reacției redox. .

Agenții reducători tipici sunt:

 câteva substanţe simple:

metale: de exemplu Na, Mg, Zn, Al, Fe,

nemetale: de exemplu, H2, C, S;

 unele substanțe complexe: de exemplu, hidrogen sulfurat (H 2 S) și sulfuri (Na 2 S), sulfiți (Na 2 SO 3), monoxid de carbon (II) (CO), halogenuri de hidrogen (HJ, HBr, HCI) și săruri ale acizilor hidrohalici (KI, NaBr), amoniac (NH3);

 cationi metalici în stări de oxidare inferioare: de exemplu, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 ;

 catod în timpul electrolizei.

Oxidanții tipici sunt:

 unele substanţe simple - nemetale: de exemplu, halogeni (F 2, CI 2, Br 2, I 2), calcogeni (O 2, O 3, S);

 unele substanţe complexe: de exemplu, acid azotic (HNO 3), acid sulfuric (H 2 SO 4 conc.), premanganat de potasiu (K 2 MnO 4), dicromat de potasiu (K 2 Cr 2 O 7), cromat de potasiu (K). 2CrO 4), oxid de mangan (IV) (MnO 2), oxid de plumb (IV) (PbO 2), clorat de potasiu (KCIO 3), peroxid de hidrogen (H 2 O 2);

 Anod în timpul electrolizei.

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, trebuie avut în vedere că numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare.

Există două metode de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox - metoda echilibrului de electroni și metoda electron-ion (metoda semireacției) .

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda echilibrului electronic, trebuie urmată o anumită procedură. Luați în considerare procedura de compilare a ecuațiilor prin această metodă folosind exemplul reacției dintre permanganatul de potasiu și sulfitul de sodiu într-un mediu acid.

Scriem schema de reacție (indicați reactivii și produsele de reacție):

Determinăm starea de oxidare a atomilor elementelor care își schimbă valoarea:

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) Întocmim o diagramă electronică de echilibru. Pentru a face acest lucru, notăm semnele chimice ale elementelor ai căror atomi își schimbă starea de oxidare și determinăm câți electroni dau sau adaugă atomii sau ionii corespunzători.

Indicăm procesele de oxidare și reducere, agentul oxidant și agentul reducător.

Egalăm numărul de electroni dați și primiți și, astfel, determinăm coeficienții agentului reducător și agentului oxidant (în acest caz, sunt egali cu 5 și respectiv 2):

5 S +4 - 2 e- → S +6 proces de oxidare, agent reducător

2 Mn +7 + 5 e- → Proces de reducere Mn +2, agent oxidant.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Dacă hidrogenul și oxigenul nu își schimbă stările de oxidare, atunci numărul lor este numărat ultimul și numărul necesar de molecule de apă este adăugat în partea stângă sau dreaptă a ecuației.

Reacțiile redox sunt împărțite în trei tipuri: reacții intermoleculare, intramoleculare și de autooxidare - autovindecare (disproporționare).

Reacții de oxidare-reducere intermoleculară sunt numite reacții redox, în care agentul de oxidare și agentul reducător sunt reprezentați de molecule de diferite substanțe.

De exemplu:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Al 0 - 3e - → Al +3 oxidare, agent reducător,

Fe +3 +3e – → Fe 0 reducere, agent oxidant.

În această reacție, agentul de reducere (Al) și agentul de oxidare (Fe +3) fac parte din diferite molecule.

Reacții de oxidare intramoleculară – recuperare se numesc reactii in care agentul oxidant si agentul reducator fac parte din aceeasi molecula (si sunt reprezentate fie de elemente diferite, fie de un element, dar cu stari de oxidare diferite):

2 KClO 3 \u003d KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 reducere, oxidant

3 2O –2 – 4e – → oxidare, agent reducător

În această reacție, agentul de reducere (O -2) și agentul de oxidare (CI +5) fac parte din aceeași moleculă și sunt reprezentate de elemente diferite.

În reacția de descompunere termică a nitritului de amoniu, atomii aceluiași element chimic, azotul, care fac parte dintr-o moleculă, își schimbă stările de oxidare:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 reducere, oxidant

N +3 + 3e - → N 0 oxidare, agent reducător.

Reacțiile de acest tip sunt adesea numite reacții. contraproporționare .

Reacții de auto-oxidare– auto vindecare(disproporționare) - Acestea sunt reacții în cursul cărora același element cu aceeași stare de oxidare însuși crește și scade starea de oxidare.

De exemplu: 0 -1 +1

CI2 + H2O \u003d HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidare, agent reducător.

Reacțiile de disproporționare sunt posibile atunci când elementul din substanța originală are o stare intermediară de oxidare.

Proprietățile substanțelor simple pot fi prezise prin poziția atomilor elementelor lor în sistemul periodic al elementelor D.I. Mendeleev. Deci, toate metalele din reacțiile redox vor fi agenți reducători. Cationii metalici pot fi, de asemenea, agenți oxidanți. Nemetalele sub formă de substanțe simple pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori (excluzând fluorul și gazele inerte).

Capacitatea de oxidare a nemetalelor crește în perioada de la stânga la dreapta, iar în grup - de jos în sus.

Abilitățile de restaurare, dimpotrivă, scad de la stânga la dreapta și de jos în sus atât pentru metale, cât și pentru nemetale.

Dacă reacția redox a metalelor are loc în soluție, atunci pentru a determina capacitatea de reducere, utilizați o gamă de potențiale standard ale electrodului (seria de activitate a metalelor). În această serie, metalele sunt aranjate pe măsură ce capacitatea de reducere a atomilor lor scade și capacitatea de oxidare a cationilor lor crește ( Vezi tabelul. 9 aplicații ).

Cele mai active metale, aflate într-o serie de potențiale standard de electrozi până la magneziu, pot reacționa cu apa, înlocuind hidrogenul din aceasta.

De exemplu:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Atunci când interacționează metale cu soluții de sare, trebuie avut în vedere faptul că fiecare metal mai activ (care nu interacționează cu apa) este capabil să înlocuiască (restaurează) metalul din spatele său dintr-o soluție de sare.

Deci, atomii de fier pot restaura cationii de cupru dintr-o soluție de sulfat de cupru (CuSO 4):

Fe + CuSO 4 \u003d Cu + FeSO 4

Fe 0 - 2e - \u003d Fe +2 oxidare, agent reducător

Cu +2 + 2e - = Cu 0 de reducere, agent de oxidare.

În această reacție, fierul (Fe) este situat în seria de activități înaintea cuprului (Cu) și este un agent reducător mai activ.

Reacția, de exemplu, a argintului cu o soluție de clorură de zinc va fi imposibilă, deoarece argintul este situat în seria potențialelor standard de electrozi la dreapta zincului și este un agent reducător mai puțin activ.

Toate metalele care se află în seria de activitate până la hidrogen pot înlocui hidrogenul din soluțiile de acizi obișnuiți, adică îl pot restabili:

Zn + 2HCl \u003d ZnCI 2 + H 2

Zn 0 - 2e - \u003d Zn +2 oxidare, agent reducător

2H + + 2e – → reducere, agent oxidant.

Metalele care sunt în seria de activitate după hidrogen nu vor reduce hidrogenul din soluțiile de acizi obișnuiți.

Pentru a determina dacă ar putea exista agent oxidant sau agent de reducere substanta complexa, este necesar sa se gaseasca gradul de oxidare al elementelor care o alcatuiesc. Elementele care se află în cea mai mare stare de oxidare , o poate coborî doar acceptând electroni. Prin urmare, substanțele ale căror molecule conțin atomi de elemente în cea mai mare stare de oxidare vor fi doar agenți oxidanți .

De exemplu, HNO3, KMnO4, H2SO4 în reacțiile redox vor funcționa doar ca agent de oxidare. Stările de oxidare ale azotului (N +5), manganului (Mn +7) și sulfului (S +6) în acești compuși au valori maxime (coincid cu numărul de grup al acestui element).

Dacă elementele din compuși au cea mai scăzută stare de oxidare, atunci o pot crește doar donând electroni. În același timp, așa substanțele care conțin elemente în cea mai scăzută stare de oxidare vor funcționa doar ca agent reducător .

De exemplu, amoniacul, hidrogenul sulfurat și clorura de hidrogen (NH 3, H 2 S, HCI) vor fi doar agenți reducători, deoarece stările de oxidare ale azotului (N -3), sulfului (S -2) și clorului (Cl -1) ) sunt cele mai mici pentru aceste elemente .

Substanțele care conțin elemente cu stări intermediare de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori., în funcție de reacția specifică. Astfel, ele pot prezenta dualitate redox.

Astfel de substanțe includ, de exemplu, peroxid de hidrogen (H 2 O 2), o soluție apoasă de oxid de sulf (IV) (acid sulfuros), sulfiți etc. Substanțe similare, în funcție de condițiile de mediu și de prezența agenților oxidanți mai puternici (reducerea agenți), pot prezenta în unele cazuri proprietăți oxidante, iar în altele - reducătoare.

După cum știți, multe elemente au un grad variabil de oxidare, făcând parte din diverși compuși. De exemplu, sulful din compușii H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4 și sulful S în stare liberă are stări de oxidare -2, +4, +6 și respectiv 0. Sulful se referă la elemente. R-familia de electroni, electronii sai de valenta sunt situati pe ultimul s- și R-subniveluri (...3 s 3R). Atomul de sulf cu starea de oxidare - 2 subnivele de valență este complet echipat. Prin urmare, un atom de sulf cu o stare de oxidare minimă (–2) poate doar dona electroni (oxida) și poate fi doar un agent reducător. Un atom de sulf cu o stare de oxidare de +6 și-a pierdut toți electronii de valență și în această stare poate accepta doar electroni (recuperarea). Prin urmare, atomul de sulf cu starea de oxidare maximă (+6) poate fi doar un agent de oxidare.

Atomii de sulf cu stări intermediare de oxidare (0, +4) pot pierde și câștiga electroni, adică pot fi atât agenți reducători, cât și agenți oxidanți.

Raționament similar este valabil atunci când se consideră proprietățile redox ale atomilor altor elemente.

Natura cursului reacției redox este afectată de concentrația de substanțe, de mediul soluției și de puterea agentului de oxidare și a agentului reducător. Astfel, acidul azotic concentrat și diluat reacționează diferit cu metalele active și inactive. Adâncimea reducerii cu azot (N+5) a acidului azotic (oxidant) va fi determinată de activitatea metalului (reductor) și de concentrația (diluția) acidului.

4HNO 3 (conc.) + Cu \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3 (razb.) + 3Cu \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3 (conc.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + N 2O + 5H 2O,

10HNO 3 (c. razb.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Reacția mediului are o influență semnificativă asupra cursului proceselor redox.

Dacă permanganatul de potasiu (KMnO 4) este utilizat ca agent de oxidare, atunci, în funcție de reacția mediului de soluție, Mn +7 va fi redus în diferite moduri:

într-un mediu acid (până la Mn +2) produsul de reducere va fi o sare, de exemplu, MnSO 4,

într-un mediu neutru (până la Mn +4) produsul de reducere va fi MnO 2 sau MnO (OH) 2,

într-un mediu alcalin (până la Mn +6) produsul de reducere va fi un manganat, de exemplu, K2MnO4.

De exemplu, la reducerea unei soluții de permanganat de potasiu cu sulfit de sodiu, în funcție de reacția mediului, se vor obține produsele corespunzătoare:

acrumiercuri –

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

neutrumiercuri –

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O \u003d 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

alcalinmiercuri –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Temperatura sistemului afectează, de asemenea, cursul reacției redox. Deci, produsele interacțiunii clorului cu o soluție alcalină vor fi diferite în funcție de condițiile de temperatură.

Când clorul reacţionează cu soluție alcalină rece Reacția continuă cu formarea de clorură și hipoclorit:

CI2 + KOH → KCI + KCIO + H2O

CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidare, agent reducător.

Dacă iei soluție concentrată fierbinte de KOH, apoi ca urmare a interacțiunii cu clorul obținem clorură și clorat:

0 t° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

1 │ CI 0 - 5e - → CI +5 oxidare, agent reducător.

10.1. Întrebări pentru autocontrol pe subiect

1. Ce reacții se numesc reacții redox?

2. Care este starea de oxidare a unui atom? Cum este definit?

3. Care este gradul de oxidare al atomilor din substanțele simple?

4. Care este suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă?

5. Ce proces se numește procesul de oxidare?

6. Ce substanțe se numesc agenți oxidanți?

7. Cum se modifică starea de oxidare a unui agent oxidant în reacțiile redox?

8. Dați exemple de substanțe care sunt doar agenți oxidanți în reacțiile redox.

9. Ce proces se numește procesul de recuperare?

10. Definiți termenul „reductor”.

11. Cum se modifică starea de oxidare a agentului reducător în reacțiile redox?

12. Ce substanțe pot fi doar agenți reducători?

13. Ce element este un agent oxidant în reacția acidului sulfuric diluat cu metalele?

14. Ce element este un agent oxidant în interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu metalele?

15. Care este funcția acidului azotic în reacțiile redox?

16. Ce compuși se pot forma în urma reducerii acidului azotic în reacțiile cu metalele?

17. Ce element este un agent oxidant în acid azotic concentrat, diluat și foarte diluat?

18. Ce rol poate juca peroxidul de hidrogen în reacțiile redox?

19. Cum sunt clasificate toate reacțiile redox?

10.2. Teste pentru autocontrolul cunoștințelor teoriei pe tema „Reacții de oxidare-reducere”

Opțiunea numărul 1

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

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

3) SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

4) FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHC03 + NaOH = Na2CO3 + H2O.

2. Pe baza structurii atomilor, determinați sub ce număr este indicată formula ionului, care poate fi doar un agent oxidant:

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

3. Sub ce număr este formula substanței care este cel mai puternic agent reducător, dintre următoarele:

1) NO 3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Ce număr indică cantitatea de substanță KMnO 4, în moli, care interacționează cu 10 moli de Na 2 SO 3 în reacția reprezentată de următoarea schemă:

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. Ce număr este reacția de disproporționare (auto-oxidare - auto-recuperare)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 \u003d 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

3) 2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

4) 2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2,

5) 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2.

Opțiunea numărul 2

1. Sub ce număr este dată ecuația reacției redox?

1) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

2) CaCO 3 \u003d CaO + CO 2,

3) CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3,

4) CuOHCI + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb (NO3)2 + Na2SO4 = PbS04 + 2NaNO3.

2. Sub ce număr este formula unei substanțe care poate fi doar un agent reducător:

1) SO2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO2, 5) Na2SO3?

3. Sub ce număr se află formula substanței, care este cel mai puternic agent oxidant, dintre cele date:

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

4. În ce număr este volumul de hidrogen în litri în condiții normale, care poate fi obținut din 9 g de Al ca rezultat al următoarei reacții redox:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

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

5. Ce număr este schema reacției redox care are loc la pH > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + ... → I 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 + ....

Opțiunea numărul 3

1. Sub ce număr este dată ecuația reacției redox?

1) H2S04 + Mg → MgS04 + H2,

2) CuSO4 + 2NaOH →Cu(OH)2 + Na2SO4,

3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3,

5) H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O.

2. Pe baza structurii atomului, determinați numărul sub care este dată formula ionului, care poate fi un agent reducător:

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

3. Care este numărul procesului de recuperare?

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

4) 2I – → I 2 , 5)
→ 2Cl - .

4. În ce număr este dată masa fierului reacţionat, dacă în urma reacţiei este reprezentată de următoarea schemă:

Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O

format 11,2 L NO(n.o.)?

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

5. Sub ce număr se află schema reacției de autooxidare-auto-recuperare (dismutare)?

1) HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2,

3) HNO2 → NO + NO2 + H2O,

4) KClO 3 → KCl + O 2,

5) Hg(NO 3) 2 → HgO + NO 2 + O 2.

Vezi răspunsurile la întrebările testului de la p.

10.3. Întrebări și exerciții pentru auto-studiu

munca de cercetare pe tema.

1. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află schemele reacțiilor 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. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele redox:

1) electroliza soluției de clorură de sodiu,

2) arderea piritei,

3) hidroliza soluției de carbonat de sodiu,

4) stingerea varului.

3. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află denumirile grupurilor de substanțe, caracterizate printr-o creștere a proprietăților oxidante:

1) clor, brom, fluor,

2) carbon, azot, oxigen,

3) hidrogen, sulf, oxigen,

4) brom, fluor, clor.

4. Care dintre substanțe - clor, sulf, aluminiu, oxigen– este un agent reducător mai puternic? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

5. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află numai agenții oxidanți:

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

16) K2Cr2O7, 32) K2SO3.

6. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află formulele substanțelor cu dualitate redox:

1) KI, 2) H2O2, 4) Al, 8) SO2, 16) K2Cr2O7, 32) H2.

7. Care dintre compuși - oxid de fier(III) oxid de crom(III) oxid de sulf(IV) oxid de azot(II) oxid de azot(V) - poate fi doar un agent oxidant? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

8. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care se află formulele substanțelor care au o stare de oxidare a oxigenului - 2:

1) H20, Na20, CI20, 2) HPO3, Fe203, SO3,

4) OF2, Ba(OH)2, Al203, 8) BaO2, Fe304, Si02.

9. Care dintre următorii compuși poate fi doar un agent oxidant: nitrit de sodiu, acid sulfuros, hidrogen sulfurat, acid azotic? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

10. Care dintre următorii compuși cu azot este NH3; HNO3; HNO2; NO 2 - poate fi doar un agent oxidant? În răspunsul dvs., notați valoarea greutății moleculare relative a compusului selectat.

11. Sub ce număr, dintre denumirile de substanțe enumerate mai jos, este indicat cel mai puternic agent oxidant?

1) acid azotic concentrat,

2) oxigen,

3) curent electric la anod în timpul electrolizei,

12. Care dintre următorii compuși cu azot este HNO3; NH3; HNO2; NU - poate fi doar un agent reducător? În răspunsul tău, notează masa molară a compusului selectat.

13. Care dintre compuși este Na2S; K2Cr2O7; KMn04; NaN02; KClO 4 - poate fi atât agent oxidant, cât și agent reducător, în funcție de condițiile de reacție? În răspunsul tău, notează masa molară a compusului selectat.

14. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, unde sunt indicați ionii care pot fi agenți reducători:

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

15. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care se află doar agenții oxidanți:

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. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care sunt situate doar denumirile substanțelor între care nu sunt posibile reacții redox:

1) carbon și acid sulfuric,

2) acid sulfuric și sulfat de sodiu,

4) hidrogen sulfurat și iodură de hidrogen,

8) oxid de sulf (IV) și hidrogen sulfurat.

17. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt situate procesele de oxidare:

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. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

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. Specificați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

1) C 0  CO 2, 2) Fe +2  Fe +3,

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

20. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

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

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

21. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află ionii care sunt agenți reducători.

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

22. Sub ce număr se află formula unei substanțe, în interacțiunea cu care hidrogenul acționează ca agent oxidant?

1) O2, 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Sub ce număr se află ecuația reacției în care apar proprietățile reducătoare ale ionului clorură?

1) MnO2 + 4HCl = MnCl2 + CI2 + 2H2O,

2) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,

3) Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

4) AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3.

24. Când interacționează cu care dintre următoarele substanțe - O 2, NaOH, H 2 S - oxid de sulf (IV) prezintă proprietățile unui agent oxidant? Scrieți ecuația reacției corespunzătoare și în răspuns indicați suma coeficienților substanțelor inițiale.

25. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află schemele de reacție de disproporționare:

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. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați cât de mult permanganat de potasiu este implicat în reacția cu zece moli de oxid de sulf (IV). Reacția se desfășoară conform schemei:

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

27. Desenați o diagramă electronică de echilibru și indicați cât de multă substanță sulfură de potasiu interacționează cu șase moli de permanganat de potasiu în reacție:

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

28. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați câtă substanță de permanganat de potasiu interacționează cu zece moli de sulfat de fier (II) în reacție:

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

29. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați cât de mult cromit de potasiu (KCrO 2) reacționează cu șase moli de brom în reacție:

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

30. Desenați o diagramă electronică de echilibru și indicați cât de mult din substanța de oxid de mangan (IV) interacționează cu șase moli de oxid de plumb (IV) în reacție:

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

31. Scrieți ecuația reacției:

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

32. Scrieți ecuația reacției:

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

În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților stoichiometrici din ecuația de reacție.

33. Scrieți ecuația reacției:

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

În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților stoichiometrici din ecuația de reacție.

34. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați câtă substanță azotat de sodiu (NaNO 2 ) interacționează cu patru moli de permanganat de potasiu în reacție:

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

35. Desenați o diagramă electronică de echilibru și indicați câtă substanță hidrogen sulfurat interacționează cu șase moli de permanganat de potasiu în reacție:

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

36. Ce cantitate de substanță de fier în moli va fi oxidată de oxigen cu un volum de 33,6 litri (n.o.) în reacția care se desfășoară conform schemei de mai jos?

Fe + H 2 O + O 2  Fe (OH) 3.

37. Care dintre următoarele metale - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - nu se dizolvă în acid sulfuric diluat? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei atomice relative a acestui metal.

38. Care dintre următoarele metale - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - nu se dizolvă în acid sulfuric concentrat? În răspunsul dumneavoastră, indicați numărul ordinal al elementului din sistemul periodic al D.I. Mendeleev.

39. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt pasivate metalele în soluții concentrate de acizi oxidanți.

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

40. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află semnele chimice ale metalelor care nu înlocuiesc hidrogenul dintr-o soluție diluată de acid sulfuric, ci diluează mercurul din soluțiile de săruri de Hg 2+:

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

41. În ce număr sunt semnele chimice ale metalelor, fiecare dintre ele nu reacționează cu acidul azotic?

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

42. Sub ce numar este indicata metoda de obtinere a clorului in industrie?

1) electroliza soluției de clorură de sodiu;

2) actiunea oxidului de mangan (1V) asupra acidului clorhidric;

3) descompunerea termică a compuşilor naturali ai clorului;

4) actiunea fluorului asupra clorurilor.

43. Sub ce număr este formula chimică a gazului care se eliberează predominant în timpul acțiunii unei soluții concentrate de acid azotic asupra cuprului?

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

44. Sub ce număr sunt formulele produșilor de reacție ai arderii hidrogenului sulfurat în aer cu lipsă de oxigen?

1) SO2 + H2O, 2) S + H2O,

3) S03 + H20, 4) S02 + H2.

Dați numărul răspunsului corect.

45. Scrieți o ecuație pentru reacția interacțiunii acidului sulfuric concentrat cu cuprul. În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților din ecuația de reacție.

10.4. Răspunsuri la sarcinile de teste pentru autocontrol

cunoasterea teoriei pe tema.

„Reacții redox”

Opțiunea numărul 1		Opțiunea numărul 2		Opțiunea numărul 3
5 oxidare Document Crește 4) scade gradul de oxidare a fierului Oxidativ-restauratoare reacţie legătura se desfășoară între: 1) acid clorhidric și ... dicromat de potasiu K2Cr2O7 poate funcționa în oxidant-restauratoare reactii Funcție: 1) Atât oxidant, cât și... „Compilarea ecuațiilor de reacție în forme moleculare și ionice. Sarcini de calcul pentru calcularea fracției de masă a unei substanțe într-o soluție. Ţintă Document ... oxidant-restauratoare reactii, elaborând o abilitate practică în elaborarea ecuațiilor oxidant-restauratoare reactii metoda echilibrului electronic. Teorie. Oxidativ-restauratoare numit reactii ...

Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse

Instituția de învățământ de învățământ profesional superior bugetar de stat federal

„Universitatea Industrială de Stat Siberian”

Catedra de Chimie Generală şi Analitică

Reacții redox

Ghid pentru efectuarea exercițiilor de laborator și practice

la disciplinele „Chimie”, „Chimie anorganică”,

„Chimie generală și anorganică”

Novokuznețk

UDC 544.3(07)

Referent

Candidat la științe chimice, profesor asociat,

cap Departamentul de Chimie Fizica si TMP SibSIU

A.I. Poşevneva

O-504 Reacții redox: metodă. decret. / Sib. stat industrie un-t; comp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsov. - Novokuzneţk: Ed. centru SibGIU 2012. - 41 p.

Sunt date informații teoretice, exemple de rezolvare a problemelor la tema „Reacții de oxidare-reducere” la disciplinele „Chimie”, „Chimie anorganică”, „Chimie generală și anorganică”. Sunt prezentate lucrări de laborator și întrebări de autocontrol elaborate de echipa de autori, sarcini de control și testare pentru efectuarea controlului și a muncii independente.

Conceput pentru studenții din primul an din toate domeniile de formare.

cuvânt înainte

Instrucțiunile metodice în chimie sunt întocmite conform programului pentru domeniile tehnice ale instituțiilor de învățământ superior, sunt destinate organizării de lucrări independente pe tema „Reacții Redox” pe material educațional în clasă și în afara clasei.

Munca independentă în studiul temei „Reacții de oxidare-reducere” constă din mai multe elemente: studiul materialului teoretic, implementarea sarcinilor de control și testare conform acestei instrucțiuni metodologice și consultări individuale cu profesorul.

Ca urmare a muncii independente, este necesar să stăpâniți termenii de bază, definițiile, conceptele și stăpânirea tehnicii de calcule chimice. Implementarea sarcinilor de control și testare ar trebui începută numai după un studiu profund al materialului teoretic și o analiză amănunțită a exemplelor de sarcini tipice prezentate în secțiunea teoretică.

Autorii speră că liniile directoare vor permite studenților nu doar să stăpânească cu succes materialul propus pe tema „Reacții Redox”, ci să le devină utile și în procesul de învățământ la însușirea disciplinelor „Chimie”, „Chimie anorganică”.

Reacții redox Termeni, definiții, concepte

Reacții redox- sunt reacții însoțite de trecerea electronilor de la un atom sau ion la altul, cu alte cuvinte, acestea sunt reacții care au ca rezultat modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor.

Stare de oxidare este sarcina unui atom al unui element dintr-un compus, calculată din ipoteza condiționată că toate legăturile din moleculă sunt ionice.

Gradul de oxidare este de obicei indicat printr-o cifră arabă deasupra simbolului elementului cu semnul plus sau minus în fața numărului. De exemplu, dacă legătura din molecula de HCI este ionică, atunci ioni de hidrogen și clor cu sarcini (+1) și (–1), prin urmare
.

Folosind regulile de mai sus, calculăm stările de oxidare ale cromului în K 2 Cr 2 O 7, clorului în NaClO, sulfului în H 2 SO 4, azotului în NH 4 NO 2:

2(+1) + 2 x + 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.

Oxidare și reducere. Oxidarea este eliberarea de electroni, în urma căreia starea de oxidare a unui element crește. Reducerea este adăugarea de electroni, în urma căreia starea de oxidare a unui element scade.

Procesele de oxidare și reducere sunt strâns legate, deoarece un sistem chimic poate dona electroni doar atunci când un alt sistem îi atașează ( sistem redox). Sistemul care acceptă electroni ( oxidant) este el însuși redus (se transformă în agent reducător corespunzător), iar sistemul donator de electroni ( agent de reducere), se oxidează singur (se transformă în agentul oxidant corespunzător).

Exemplul 1 Luați în considerare reacția:

Numărul de electroni donați de atomii agentului reducător (potasiu) este egal cu numărul de electroni atașați de moleculele agentului de oxidare (clorul). Prin urmare, o moleculă de clor poate oxida doi atomi de potasiu. Egalând numărul de electroni primiți și dați, obținem:

La oxidanții tipici include:

Substanțe elementare - Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.

Compuși în care elementele prezintă cea mai mare stare de oxidare (determinată de numărul grupului) -

Cation H + și ioni metalici în cea mai mare stare de oxidare - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ etc.

La agenți reducători tipici include:

Dualitate redox.Compuși cu cea mai mare stare de oxidare inerentă unui element dat poate acționa doar ca agenți de oxidare în reacțiile redox, starea de oxidare a elementului nu poate decât să scadă în acest caz. Compuși cu cea mai scăzută stare de oxidare pot fi, dimpotrivă, doar agenţi reducători; aici starea de oxidare a elementului nu poate decât să crească. Dacă elementul se află într-o stare intermediară de oxidare, atunci atomii săi pot, în funcție de condiții, să accepte electroni, acționând ca un agent de oxidare, sau să doneze electroni, acționând ca un agent reducător.

Deci, de exemplu, gradul de oxidare a azotului în compuși variază de la (-3) la (+5) (Figura 1):

Numai NH3, NH4OH

agenţi reducători

Săruri de HNO3, HNO3

numai oxidanți

Compușii cu stări intermediare de oxidare a azotului pot acționa ca agenți de oxidare, fiind reduși la stări de oxidare inferioare, sau ca agenți reducători, fiind oxidați la stări de oxidare superioare.

Figura 1 - Modificarea gradului de oxidare a azotului

Metoda echilibrului electronic Egalizarea reacțiilor redox constă în îndeplinirea următoarei reguli: numărul de electroni cedați de toate particulele de agenți reducători este întotdeauna egal cu numărul de electroni atașați de toate particulele de agenți oxidanți într-o reacție dată.

Exemplul 2 Să ilustrăm metoda echilibrului electronic folosind exemplul oxidării fierului cu oxigen:
.

Fe 0 - 3ē \u003d Fe +3 - procesul de oxidare;

O 2 + 4ē \u003d 2O -2 - procesul de recuperare.

În sistemul de agent reducător (semireacția procesului de oxidare), atomul de fier donează 3 electroni (Anexa A).

În sistemul de oxidare (semireacția procesului de reducere), fiecare atom de oxigen acceptă 2 electroni - un total de 4 electroni.

Cel mai mic multiplu comun al celor două numere 3 și 4 este 12. Prin urmare, fierul donează 12 electroni, iar oxigenul acceptă 12 electroni:

Coeficienții 4 și 3, înscriși în stânga semireacțiilor în procesul de însumare a sistemelor, sunt înmulțiți cu toate componentele semireacțiilor. Ecuația generală arată, câte molecule sau ioni ar trebui să fie în ecuație. O ecuație este corectă atunci când numărul de atomi ai fiecărui element din ambele părți ale ecuației este același.

Metoda semireacției folosit pentru a egaliza reacțiile care apar în soluțiile de electroliți. În astfel de cazuri, nu numai un agent de oxidare și un agent reducător, ci și particule de mediu iau parte la reacții: molecule de apă (H 2 O), ioni H + și OH - -. Mai corectă pentru astfel de reacții este utilizarea sistemelor electron-ionice (semireacții). La compilarea semireacțiilor în soluții apoase se introduc, dacă este necesar, molecule de H 2 O și ioni de H + sau OH, ținând cont de mediul de reacție. Electroliții slabi, puțin solubili (Anexa B) și compușii gazoși din sistemele ionice sunt scrise în formă moleculară (Anexa C).

Să luăm ca exemple interacțiunea sulfatului de potasiu și a permanganatului de potasiu într-un mediu acid și alcalin.

Exemplul 3 Reacția dintre sulfatul de potasiu și permanganatul de potasiu într-un mediu acid:

Determinăm modificarea stării de oxidare a elementelor și le indicăm în ecuație. Cea mai mare stare de oxidare a manganului (+7) în KMnO 4 indică faptul că KMnO 4 este un agent oxidant. Sulful din compusul K2SO3 are o stare de oxidare (+4) - aceasta este o formă redusă în raport cu sulful (+6) din compusul K2SO4. Astfel, K2S03 este un agent reducător. Ionii reali, în care există elemente care modifică starea de oxidare și semireacțiile lor inițiale, iau următoarea formă:

Scopul acțiunilor ulterioare este de a pune semne egale în aceste semireacții în loc de săgeți care reflectă direcția posibilă a reacției. Acest lucru se poate face atunci când tipurile de elemente, numărul atomilor lor și sarcinile totale ale tuturor particulelor coincid în părțile din stânga și din dreapta fiecărei semireacții. Pentru a realiza acest lucru, se folosesc ioni sau molecule adiționale ale mediului. De obicei, aceștia sunt ioni H + , OH - și molecule de apă. În jumătate de reacție
numărul de atomi de mangan este același, dar numărul de atomi de oxigen nu este egal, prin urmare, introducem patru molecule de apă în partea dreaptă a semireacției: . După efectuarea unor acțiuni similare (egalizarea oxigenului) în sistem
, primim
. Atomii de hidrogen au apărut în ambele semireacții. Numărul lor este egalat prin adăugarea corespunzătoare din cealaltă parte a ecuațiilor la numărul echivalent de ioni de hidrogen.

Acum toate elementele incluse în ecuațiile semireacției sunt egalizate. Rămâne să egalăm sarcinile particulelor. În partea dreaptă a primei semireacții, suma tuturor sarcinilor este +2, în timp ce în partea stângă sarcina este +7. Egalitatea sarcinilor se realizează prin adăugarea a cinci sarcini negative sub formă de electroni (+5 ē) în partea stângă a ecuației. În mod similar, în ecuația celei de-a doua semireacții este necesar să se scadă 2 ē din stânga. Acum puteți pune semne egale în ecuațiile ambelor semireacții:

– procesul de recuperare;

este procesul de oxidare.

În exemplul luat în considerare, raportul dintre numărul de electroni primiți în timpul procesului de reducere și numărul de electroni eliberați în timpul oxidării este 5 ׃ 2. Pentru a obține ecuația generală a reacției, este necesar, însumând ecuațiile de reducere și oxidare. proceselor, pentru a lua în considerare acest raport - înmulțiți ecuația de reducere cu 2 și ecuația de oxidare - cu 5.

Înmulțind coeficienții cu toți termenii ecuațiilor semireacției și însumând doar părțile lor din dreapta și doar din stânga, obținem ecuația reacției finale în forma ion-moleculară:

Reducând termeni similari, prin scăderea aceluiași număr de ioni H + și molecule de H 2 O, obținem:

Ecuația ionică totală este scrisă corect, există o corespondență între mediu și cel molecular. Transferăm coeficienții obținuți în ecuația moleculară:

Exemplul 4 Reacții între sulfatul de potasiu și permanganatul de potasiu într-un mediu alcalin:

Determinăm stările de oxidare ale elementelor care modifică starea de oxidare (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Ioni reali, care includ aceste elemente (
,
). Procese (semireacții) de oxidare și reducere:

2
- procesul de recuperare

1 - procesul de oxidare

Ecuație rezumată:

În ecuația ionică totală există o corespondență a mediului. Transferăm coeficienții în ecuația moleculară:

Reacțiile redox sunt împărțite în următoarele tipuri:

oxidare-reducere intermoleculară;

autooxidare-autovindecare (disproporționare);

oxido-reducere intramoleculară.

Reacții intermoleculare de oxidare-reducere - sunt reactii cand agentul oxidant se afla intr-o molecula, iar agentul reducator se afla in alta.

Exemplul 5 Când hidroxidul de fier este oxidat într-un mediu umed, are loc următoarea reacție:

4Fe(OH) 2 + OH - - 1ē = Fe(OH) 3 - proces de oxidare;

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē \u003d 4OH - - proces de reducere.

Pentru a ne asigura că înregistrarea sistemelor electron-ionice este corectă, este necesar să se verifice: părțile din stânga și din dreapta ale semireacțiilor trebuie să conțină același număr de atomi elementali și de sarcină. Apoi, egalând numărul de electroni primiți și dați, rezumăm semireacțiile:

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

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

Reacții de auto-oxidare-auto-vindecare (reacții de disproporționare) - acestea sunt reacții în care o parte din cantitatea totală a elementului este oxidată, iar cealaltă parte este redusă, ceea ce este tipic pentru elementele cu o stare intermediară de oxidare.

Exemplul 6 Când clorul reacționează cu apa, se obține un amestec de acizi clorhidric și hipocloroși (HClO):

Aici, clorul suferă atât oxidare, cât și reducere:

1Cl 2 + 2H 2 O - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - proces de oxidare;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl - - proces de reducere.

2Cl 2 + 2H 2 O \u003d 2HClO + 2HCl

Exemplul 7 . Disproporție de acid azotat:

În acest caz, suferă oxidarea și reducerea ca parte a HNO 2:

Ecuație rezumată:

HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H+ = NR + 3H + + 2NO + 2H2O

3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2O

Reacții intramoleculare de oxidare-reducere - Acesta este un proces în care o componentă a moleculei servește ca agent oxidant, iar cealaltă ca agent reducător. Multe procese de disociere termică pot fi exemple de redox intramolecular.

Exemplul 8 Disocierea termică a NH4NO2:

Aici ionul NH oxidat, iar ionul NO redus la azot liber:

12NH - 6 ē \u003d N 2 + 8H +

1 2NR + 8Н + + 6 ē \u003d N 2 + 4H 2 O

2NH + 2 NR + 8H + = N2 + 8H + + N2 + 4H2O

2NH 4 NO 2 \u003d 2N 2 + 4H 2 O

Exemplul 9 . Reacția de descompunere a dicromatului de amoniu:

12NH - 6 ē \u003d N 2 + 8H +

1Cr2O + 8Н + + 6 ē \u003d Cr 2 O 3 + 4H 2 O

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

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Reacțiile redox care implică mai mult de două elemente modifică starea de oxidare.

Exemplul 10 Un exemplu este reacția interacțiunii sulfurei de fier cu acidul azotic, unde în timpul reacției trei elemente (Fe, S, N) își schimbă starea de oxidare:

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

Ecuația nu este scrisă până la sfârșit și utilizarea sistemelor electron-ionice (semireacții) ne va permite să completăm ecuația. Având în vedere stările de oxidare ale elementelor implicate în reacție, determinăm că în FeS 2 două elemente (Fe, S) sunt oxidate, iar agentul de oxidare este
(), care este restabilit la NU:

S–1 → ()

Notăm semireacția de oxidare a FeS 2:

FeS2 → Fe3+ +

Prezența a doi ioni Fe 3+ în Fe 2 (SO 4) 3 sugerează dublarea numărului de atomi de fier cu înregistrarea ulterioară a semireacției:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

În același timp, egalăm numărul de atomi de sulf și oxigen, obținem:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 de atomi de hidrogen, prin introducerea a 16 molecule de H 2 O în partea stângă a ecuației, egalăm prin adăugarea numărului echivalent de ioni de hidrogen (32 H +) în partea dreaptă a ecuației:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
+ 32H +

Sarcina din partea dreaptă a ecuației este +30. Pentru ca partea stângă să aibă același lucru (+30), trebuie să scazi 30 ē:

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

10 NR + 4H ++ 3 ē \u003d NO + 2H 2 O - recuperare.

2FeS 2 + 16Н 2 O + 10NO + 40Н + = 2Fe 3+ + 4
+ 32H + + 10NO + 20H2O

2FeS 2 + 10НNO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32Н + + 4H2O

H2S04 + 30H+

Reducem ambele părți ale ecuației cu același număr de ioni (30 H +) prin scădere și obținem:

2FeS 2 + 10HNO 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO + H 2 SO 4 + 4H 2 O

Energetica reacțiilor redox . Condiția pentru apariția spontană a oricărui proces, inclusiv reacția redox, este inegalitatea ∆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,

unde n este numărul de electroni transferați de agentul reducător către oxidant în actul elementar de oxidare-reducere;

F este numărul Faraday;

ε este forța electromotoare (EMF) a reacției redox.

Forța electromotoare a unei reacții redox este determinată de diferența de potențial dintre agentul oxidant și agentul reducător:

ε \u003d E ok - E în,

În condiții standard:

ε ° \u003d E ° ok - E ° in.

Deci, dacă condiția pentru curgerea spontană a procesului este inegalitatea ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Dacă n și F sunt numere pozitive, atunci este necesar ca ε ° > 0, iar acest lucru este posibil când E ° ok > E ° in. Rezultă că condiția pentru apariția spontană a unei reacții redox este inegalitatea E ° ok > E ° v.

Exemplul 11. Determinați posibilitatea unei reacții redox:

După ce au determinat stările de oxidare ale elementelor care modifică starea de oxidare, notăm semireacțiile agentului de oxidare și agentului reducător, indicând potențialele acestora:

Cu - 2ē \u003d Cu 2+ E ° în \u003d +0,34 V

2H + + 2ē \u003d H 2 E ° ok \u003d 0,0 V

Din semireacții se vede că E° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Această reacție este posibilă numai în sens invers, pentru care ∆G °< 0.

Exemplul 12. Calculați energia Gibbs și constanta de echilibru pentru reducerea permanganatului de potasiu cu sulfat de fier (II).

Semireacții ale agentului de oxidare și agentului reducător:

2 E ° ok = +1,52V

5 2Fe 2+ - 2 ē \u003d 2Fe 3+ E ° în \u003d +0,77 V

∆G ° \u003d -n F ε ° \u003d -n F (E ° ok - E ° c),

unde n \u003d 10, deoarece agentul reducător dă 10 ē, agentul de oxidare ia 10 ē în actul elementar de oxidare-reducere.

∆G ° \u003d -10 69500 ​​​​(1,52-0,77) \u003d -725000 J,

∆G° = -725 kJ.

Considerând că modificarea standard a energiei Gibbs este legată de constanta ei de echilibru (K s) prin relația:

∆G ° = –RTlnK s sau n F ε = RTlnK s,

unde R \u003d 8,31 J mol -1 K -1,

F
96500 C mol –1, T = 298 K.

Determinăm constanta de echilibru pentru această reacție punând valori constante în ecuație, transformând logaritmul natural în zecimal:

K c \u003d 10 127.

Datele obținute indică faptul că reacția de reducere considerată a permanganatului de potasiu este reactivă (∆G ° = – 725 kJ), procesul se desfășoară de la stânga la dreapta și este practic ireversibilă (K c = 10 127).

În timpul lecției, vom studia tema „Reacții Redox”. Veți învăța definiția acestor reacții, diferențele lor față de reacțiile de alte tipuri. Amintiți-vă ce sunt o stare de oxidare, un agent oxidant și un agent reducător. Aflați cum să desenați diagrame electronice de echilibru pentru reacțiile redox, familiarizați-vă cu clasificarea reacțiilor redox.

Subiect: Reacții redox

Lecția: Reacții redox

Se numesc reacțiile care apar cu modificarea stărilor de oxidare ale atomilor care alcătuiesc reactanții redox . Schimbarea stărilor de oxidare are loc datorită transferului de electroni de la agentul reducător la agentul de oxidare. este sarcina formală a atomului, presupunând că toate legăturile din compus sunt ionice.

oxidant - o substanță ale cărei molecule sau ioni acceptă electroni. Dacă un element este un agent oxidant, starea sa de oxidare scade.

O 0 2 + 4e - → 2O -2 (agent oxidant, proces de reducere)

Proces recepţie substanțe de electroni se numește restaurare. Agentul de oxidare este redus în timpul procesului.

Restaurator - o substanță ale cărei molecule sau ioni donează electroni. Agentul reducător are o stare de oxidare crescută.

S 0 -4e - →S +4 (reductor, proces de oxidare)

Proces se intoarce electroni se numește. Agentul reducător este oxidat în timpul procesului.

Exemplul #1. Obținerea clorului în laborator

În laborator, clorul este făcut din permanganat de potasiu și acid clorhidric concentrat. Cristalele de permanganat de potasiu sunt plasate într-un balon Wurtz. Închideți balonul cu un dop cu o pâlnie pentru picurare. Acidul clorhidric se toarnă în pâlnie. Acidul clorhidric este turnat dintr-o pâlnie cu picurare. Eliberarea viguroasă a clorului începe imediat. Prin tubul de aerisire, clorul umple treptat cilindrul, deplasând aerul din acesta. Orez. unu.

Orez. unu

Folosind această reacție ca exemplu, să luăm în considerare cum să întocmim o balanță electronică.

KMnO 4 + HCI \u003d 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

Stările de oxidare au schimbat manganul și clorul.

Mn +7 +5e - = Mn +2 agent oxidant, proces de reducere

2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 agent reducător, proces de oxidare

4. Egalizează numărul de electroni dați și primiți. Pentru a face acest lucru, găsim cel mai mic multiplu comun pentru numerele 5 și 2. Acesta este 10. Ca rezultat al împărțirii celui mai mic multiplu comun la numărul de electroni dați și primiți, găsim coeficienții în fața agentului oxidant și agent de reducere.

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

2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2+? H2O

Cu toate acestea, nu a fost plasat niciun coeficient înaintea formulei acidului clorhidric, deoarece nu toți ionii de clorură au participat la procesul redox. Metoda echilibrului de electroni vă permite să egalizați doar ionii implicați în procesul redox. Prin urmare, este necesar să se egalizeze numărul de ioni care nu participă. Și anume, cationi de potasiu, hidrogen și anioni de clorură. Rezultatul este următoarea ecuație:

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

Exemplul #2. Interacțiunea cuprului cu acidul azotic concentrat. Orez. 2.

O monedă „de cupru” a fost pusă într-un pahar cu 10 ml de acid. Emisia de gaz maro a început rapid (bulele maro într-un lichid încă incolor păreau deosebit de impresionante). Întregul spațiu de deasupra lichidului s-a transformat în maro, vapori maro ieșiră din sticlă. Soluția a devenit verde. Reacția se accelera constant. După aproximativ o jumătate de minut, soluția a devenit albastră, iar după două minute reacția a început să încetinească. Moneda nu s-a dizolvat complet, dar a pierdut mult în grosime (ar putea fi îndoită cu degetele). Culoarea verde a soluției în stadiul inițial al reacției se datorează produselor de reducere a acidului azotic.

Orez. 2

1. Să scriem schema acestei reacții:

Cu + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Să aranjam stările de oxidare ale tuturor elementelor din substanțele care participă la reacție:

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

Stările de oxidare au schimbat cuprul și azotul.

3. Întocmim o diagramă care reflectă procesul de tranziție a electronilor:

N +5 + e - \u003d N +4 agent de oxidare, proces de reducere

Cu 0 -2e - = Cu +2 agent reducător, proces de oxidare

4. Egalizează numărul de electroni dați și primiți. Pentru a face acest lucru, găsim cel mai mic multiplu comun pentru numerele 1 și 2. Acesta este 2. Ca rezultat al împărțirii celui mai mic multiplu comun la numărul de electroni dați și primiți, găsim coeficienții în fața agentului oxidant și agent de reducere.

N +5 + e - \u003d N +4 2

Cu 0 -2e - \u003d Cu +2 1

5. Transferăm coeficienții în schema originală și transformăm ecuația reacției.

Cu + ?HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Acidul azotic este implicat nu numai în reacția redox, deci coeficientul nu este scris la început. Ca rezultat, se obține în final următoarea ecuație:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Clasificarea reacțiilor redox

1. Reacții redox intermoleculare .

Acestea sunt reacții în care agenții de oxidare și de reducere sunt substanțe diferite.

H2S -2 + CI02 → S0 + 2HCl -

2. Reacții intramoleculare în care atomii de oxidare și de oprire sunt în moleculele aceleiași substanțe, de exemplu:

2H + 2O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Disproporționare (autooxidare-autorecuperare) - reacții în care același element acționează atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător, de exemplu:

Cl 0 2 + H 2 O → HCI + O + HCI -

4. Proportionation (Reproportionation) - reacții în care se obține o stare de oxidare din două stări de oxidare diferite ale aceluiași element

Teme pentru acasă

1. Nr. 1-3 (p. 162) Gabrielyan O.S. Chimie. Clasa a 11a. Un nivel de bază al. Ed. a II-a, ster. - M.: Butarda, 2007. - 220 p.

2. De ce amoniacul prezintă doar proprietăți reducătoare, iar acidul azotic - doar oxidant?

3. Aranjați coeficienții în ecuația pentru reacția de obținere a acidului azotic folosind metoda echilibrului electronic: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Întreaga varietate de reacții chimice poate fi redusă la două tipuri. Dacă în urma reacției stările de oxidare ale elementelor nu se modifică, atunci se numesc astfel de reacții schimb valutar, in caz contrar - redox reactii.

Cursul reacțiilor chimice se datorează schimbului de particule între substanțele care reacţionează. De exemplu, într-o reacție de neutralizare, are loc un schimb între cationii și anionii unui acid și ai unei baze, ducând la formarea unui electrolit slab - apă:

Adesea, schimbul este însoțit de transferul de electroni de la o particulă la alta. Deci, atunci când cuprul este înlocuit de zinc într-o soluție de sulfat de cupru (II)

electronii din atomii de zinc ajung la ionii de cupru:

Procesul de pierdere a electronilor de către o particulă se numește oxidare, iar procesul de dobândire a electronilor este restaurare. Oxidarea și reducerea au loc simultan, prin urmare, interacțiunile însoțite de transferul de electroni de la o particulă la alta se numesc reacții redox.

Transferul de electroni poate fi incomplet. De exemplu, în reacție

în locul legăturilor C-H cu polaritate scăzută apar legături H-Cl puternic-polare. Pentru comoditatea scrierii reacțiilor redox, se folosește conceptul de grad de oxidare, care caracterizează starea unui element dintr-un compus chimic și comportamentul acestuia în reacții.

Stare de oxidare- o valoare egală numeric cu sarcina formală care poate fi atribuită unui element, pe baza presupunerii că toți electronii fiecăreia dintre legăturile sale au trecut la un atom mai electronegativ al acestui compus.

Folosind conceptul de stare de oxidare, se poate da o definiție mai generală a proceselor de oxidare și reducere. redox numite reacţii chimice care sunt însoţite de modificarea stărilor de oxidare a elementelor substanţelor implicate în reacţie. La reducerea stării de oxidare a elementului scade, la oxidare - crește. O substanță care conține un element care scade starea de oxidare se numește agent oxidant; se numește o substanță care conține un element care crește starea de oxidare agent de reducere.

Starea de oxidare a unui element dintr-un compus este determinată după următoarele reguli:

Starea de oxidare a unui element dintr-o substanță simplă este zero;

· suma algebrică a tuturor stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă este egală cu zero;

suma algebrică a tuturor stărilor de oxidare ale atomilor dintr-un ion complex, precum și starea de oxidare a unui element dintr-un ion monoatomic simplu, este egală cu sarcina ionului;

O stare de oxidare negativă este prezentată în compus de atomii elementului care are cea mai mare electronegativitate;

Starea de oxidare maximă posibilă (pozitivă) a unui element corespunde numărului grupului în care se află elementul din Tabelul periodic al D.I. Mendeleev.

Starea de oxidare a atomilor elementelor din compus este scrisă deasupra simbolului acestui element, indicând mai întâi semnul stării de oxidare, iar apoi valoarea sa numerică, de exemplu.

Un număr de elemente din compuși prezintă o stare de oxidare constantă, care este utilizată pentru a determina stările de oxidare ale altor elemente:

Proprietățile redox ale atomilor diferitelor elemente se manifestă în funcție de mulți factori, dintre care cei mai importanți sunt structura electronică a elementului, starea sa de oxidare în substanță și natura proprietăților altor participanți la reacție. Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare de oxidare maximă (pozitivă), de exemplu, pot fi doar reduceți, acționând ca agenți de oxidare. Compuși care conțin elemente cu o stare de oxidare minimă, de exemplu, poate doar să se oxideze și să acționeze ca agenți reducători.

Substanțe care conțin elemente cu stări intermediare de oxidare, de exemplu, poseda dualitate redox. În funcție de partenerul de reacție, astfel de substanțe sunt capabile atât să accepte (când interacționează cu agenți reducători mai puternici) cât și să doneze (când interacționează cu agenți oxidanți mai puternici) electroni.

Compoziția produselor de reducere și oxidare depinde, de asemenea, de mulți factori, inclusiv de mediul în care are loc reacția chimică, concentrația de reactivi și activitatea partenerului în procesul redox.

Pentru a scrie ecuația unei reacții redox, este necesar să știm cum se schimbă stările de oxidare ale elementelor și la ce alte trec agentul oxidant și agentul reducător. Luați în considerare scurtele caracteristici ale agenților oxidanți și reducători cei mai des utilizați.

Cei mai importanți agenți oxidanți. Dintre substanțele simple, proprietățile oxidante sunt tipice pentru nemetale tipice: fluor F 2, clor Cl 2, brom Br 2, iod I 2, oxigen O 2.

Halogeni, refacendu-se, dobândesc o stare de oxidare de -1, iar de la fluor la iod proprietățile lor oxidante slăbesc (F 2 are o utilizare limitată datorită agresivității sale mari):

Oxigen, recuperându-se, capătă o stare de oxidare de -2:

Cei mai importanți agenți oxidanți dintre acizii care conțin oxigen și sărurile acestora sunt acidul azotic HNO 3 și sărurile sale, acidul sulfuric concentrat H 2 SO 4, acizii halogenați cu conținut de oxigen HNalO x și sărurile acestora, permanganatul de potasiu KMnO 4 și dicromatul de potasiu K 2 Cr207.

Acid azotic prezintă proprietăţi oxidante datorită azotului în starea de oxidare +5. În acest caz, este posibilă formarea diferitelor produse de recuperare:

Adâncimea reducerii azotului depinde de concentrația acidului, precum și de activitatea agentului reducător, determinată de potențialul său redox:

Fig.1. Adâncimea reducerii azotului în funcție de concentrația acidului.

De exemplu, oxidarea zincului (metalul activ) cu acid azotic este însoțită de formarea diverșilor produși de reducere, dar se formează în mod predominant o concentrație de HNO3 de aproximativ 2% (masă) NH4NO3:

la o concentrație de HNO3 aproximativ 5% (masă) - N2O:

la o concentrație de HNO3 aproximativ 30% (masă) - NO:

iar la o concentrație de HNO3 de aproximativ 60% (masă) s-a format predominant - NO 2:

Activitatea oxidativă a acidului azotic crește odată cu creșterea concentrației, prin urmare, HNO3 concentrat oxidează nu numai metalele active, ci și inactive, cum ar fi cuprul și argintul, formând în principal oxid azotic (IV):

precum și nemetale, cum ar fi sulful și fosforul, oxidându-le la acizi corespunzătoare celor mai înalte stări de oxidare:

Săruri ale acidului azotic ( nitrați) poate fi redusă în acid, și atunci când interacționează cu metale active și în medii alcaline, precum și în topituri:

Aqua regia- un amestec de acizi concentrați și acizi azotici, amestecați în raport de 1:3 în volum. Numele acestui amestec se datorează faptului că dizolvă chiar și metalele nobile, cum ar fi aurul și platina:

Cursul acestei reacții se datorează faptului că acva regia eliberează clorură de nitrozil NOCl și clor liber Cl 2:

care transformă metalele în cloruri.

Acid sulfuric prezintă proprietăți oxidante într-o soluție concentrată datorită sulfului în starea de oxidare +6:

Compoziția produselor de reducere este determinată în principal de activitatea agentului reducător și de concentrația acidului:

Fig.2. Activitatea de reducere a sulfului in functie de

concentrația acidă.

Deci, interacțiunea H 2 SO 4 concentrat cu metale slab active, unele nemetale și compușii acestora duce la formarea oxidului de sulf (IV):

Metalele active reduc acidul sulfuric concentrat la sulf sau hidrogen sulfurat:

în acest caz, H2S, S şi SO2 se formează simultan în diferite rapoarte. Cu toate acestea, în acest caz, produsul principal al reducerii H2SO4 este SO2, deoarece S și H2S eliberați pot fi oxidați cu acid sulfuric concentrat:

iar sărurile lor (vezi Tabelul A.1.1) sunt adesea folosite ca agenți de oxidare, deși multe dintre ele prezintă un caracter dublu. De regulă, produșii de reducere ai acestor compuși sunt clorurile și bromurile (starea de oxidare -1), precum și iodul (starea de oxidare 0);

Cu toate acestea, chiar și în acest caz, compoziția produselor de reducere depinde de condițiile de reacție, de concentrația agentului de oxidare și de activitatea agentului de reducere:

Permanganat de potasiu prezintă proprietăți oxidante datorită manganului în starea de oxidare +7. În funcție de mediul în care are loc reacția, aceasta se reduce la diferiți produși: în mediu acid - la săruri de mangan (II), într-un neutru - la oxid de mangan (IV) sub formă hidratată MnO (O) 2 , într-un alcalin - la manganat - și ea

mediu acid

mediu neutru

mediu alcalin

Bicromat de potasiu, a cărei moleculă conține crom în starea de oxidare +6, este un agent oxidant puternic în timpul sinterizării și într-o soluție acidă

prezintă proprietăți oxidante într-un mediu neutru

Într-un mediu alcalin, echilibrul dintre ionii de cromat și dicromat

este deplasat spre formare, prin urmare, într-un mediu alcalin, agentul de oxidare este cromat de potasiu K2CrO4:

totuşi, K2Cr04 este un agent de oxidare mai slab în comparaţie cu K2Cr2O7.

Dintre ioni, proprietățile de oxidare sunt prezentate de ionul de hidrogen H + și ionii metalici în cea mai mare stare de oxidare. ion de hidrogen H + acționează ca un agent oxidant atunci când metalele active interacționează cu soluții acide diluate (cu excepția HNO3)

ionii metaliciîntr-o stare de oxidare relativ ridicată, precum Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, fiind restabilit, transformându-se în ioni cu o stare de oxidare inferioară

sau sunt izolate din soluţiile sărurilor lor sub formă de metale

Cei mai importanți agenți reducători. Printre substanțele simple, agenți reducători tipici includ metale active precum metalele alcaline și alcalino-pământoase, zincul, aluminiul, fierul și altele, precum și unele nemetale (hidrogen, carbon, fosfor, siliciu).

Metaleleîntr-un mediu acid, ele sunt oxidate în ioni încărcați pozitiv:

Într-un mediu alcalin, metalele care prezintă proprietăți amfotere sunt oxidate; în acest caz, se formează anioni sau hidroxocomponenti încărcați negativ:

nemetale, oxidate, formează oxizi sau acizii corespunzători:

Funcțiile reducătoare au anioni lipsiți de oxigen, cum ar fi Cl- , Br - , I - , S 2- , H - și cationi metalici în cel mai înalt grad de oxidare.

Consecutiv ionii de halogenură, care, atunci când sunt oxidate, formează de obicei halogeni:

proprietăţile reducătoare sunt îmbunătăţite de la Cl - la I - .

hidruri metalele prezintă proprietăți reducătoare datorită oxidării hidrogenului legat (starea de oxidare -1) la hidrogenul liber:

cationi metaliciîn cel mai scăzut grad de oxidare, cum ar fi Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ și altele, atunci când interacționează cu agenții de oxidare, este caracteristică o creștere a gradului de oxidare:

Dualitate redox. Dintre substanțele simple, dualitatea redox este caracteristică subgrupurilor elementelor VIIA, VIA și VA, care pot atât crește cât și scădea starea lor de oxidare.

Folosit adesea ca oxidanți halogeni sub acțiunea agenților oxidanți mai puternici, aceștia prezintă proprietăți reducătoare (cu excepția fluorului). Capacitatea lor de oxidare scade, iar proprietățile lor reducătoare cresc de la Cl2 la I2:

Fig.3. Capacitatea redox a halogenilor.

Această caracteristică este ilustrată de reacția de oxidare a iodului cu clorul într-o soluție apoasă:

Compoziția compușilor care conțin oxigen care prezintă un comportament dublu în reacțiile redox include, de asemenea, elemente într-o stare intermediară de oxidare. Acizi ai halogenilor care conțin oxigen iar sărurile lor, ale căror molecule includ halogen într-o stare intermediară de oxidare, pot fi ambii agenți oxidanți

și restauratori

Apă oxigenată, care conține oxigen în starea de oxidare -1, prezintă proprietăți oxidante în prezența agenților reducători tipici, deoarece starea de oxidare a oxigenului poate scădea la -2:

Ultima reacție este folosită în restaurarea picturilor de către vechii maeștri, ale căror vopsele, care conțin plumb alb, devin negre datorită interacțiunii cu hidrogenul sulfurat din aer.

Când interacționează cu agenți oxidanți puternici, starea de oxidare a oxigenului, care face parte din peroxidul de hidrogen, crește la 0, H 2 O 2 prezintă proprietățile unui agent reducător:

Acid azotși nitriți, care includ azotul în starea de oxidare +3 și pot acționa și ca agenți de oxidare

și ca restaurator

Clasificare. Există patru tipuri de reacții redox.

1. Dacă agentul de oxidare și agentul de reducere sunt substanțe diferite, atunci astfel de reacții sunt legate de intermolecular. Toate reacțiile de mai sus sunt exemple.

2. În timpul descompunerii termice a compușilor complecși, care includ un agent oxidant și un agent reducător sub formă de atomi de diferite elemente, au loc reacții redox, numite intramolecular:

3. Reacții disproporționare (dismutări sau, conform terminologiei învechite, autooxidarea – autovindecarea) poate apărea dacă compușii care conțin elemente în stări intermediare de oxidare intră în condiții în care sunt instabili (de exemplu, la temperaturi ridicate). Starea de oxidare a acestui element crește și scade:

4. Reacții contraproporționare (comutarea) sunt procesele de interacțiune dintre un agent oxidant și un agent reducător, care includ același element cu stări de oxidare diferite. Ca rezultat, produsul oxidării și reducerii este o substanță cu o stare intermediară de oxidare a atomilor unui element dat:

Există și reacții mixte. De exemplu, o reacție de contraproporționare intramoleculară include descompunerea azotatului de amoniu

Întocmirea ecuațiilor.

Ecuațiile reacțiilor redox se bazează pe principiile egalității numărului acelorași atomi înainte și după reacție și ținând seama, de asemenea, de egalitatea numărului de electroni cedați de agentul reducător și a numărului de electroni acceptați de către agentul de oxidare, adică electroneutralitatea moleculelor. Reacția este prezentată ca un sistem de două semireacții - oxidare și reducere, a căror însumare, ținând cont de principiile indicate, duce la compilarea ecuației generale a procesului.

Pentru a compila ecuațiile reacțiilor redox, cel mai des sunt utilizate metoda semireacțiilor electron-ion și metoda echilibrului electronic.

Metoda semireacțiilor electron-ion utilizat la prepararea ecuațiilor de reacție care apar într-o soluție apoasă, precum și a reacțiilor care implică substanțe a căror stare de oxidare a elementelor este dificil de determinat (de exemplu, KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Conform acestei metode, se disting următoarele etape principale de compilare a ecuației de reacție.

a) notează schema moleculară generală a procesului indicând agentul reducător, agentul oxidant și mediul în care se desfășoară reacția (acid, neutru sau alcalin). De exemplu

b) ținând cont de disocierea electroliților într-o soluție apoasă, această schemă este prezentată sub formă de interacțiune moleculară-ion. Ionii ale căror stări de oxidare ale atomilor nu se modifică nu sunt indicați în schemă, cu excepția ionilor medii (H +, OH -):

c) determinați stările de oxidare ale agentului reducător și agentului oxidant, precum și produșii interacțiunii lor:

f) adaugă ionii care nu au participat la procesul de oxidare-reducere, egalează numărul lor în stânga și dreapta și notează ecuația reacției moleculare

Cele mai mari dificultăți apar în alcătuirea bilanțului material al semireacțiilor de oxidare și reducere, atunci când se modifică numărul de atomi de oxigen care formează particulele agentului oxidant și reducător. Trebuie avut în vedere faptul că, în soluțiile apoase, legarea sau adăugarea de oxigen are loc cu participarea moleculelor de apă și a ionilor mediului.

În procesul de oxidare, se consumă o moleculă de apă pentru un atom de oxigen atașat la particulele de agent reducător în medii acide și neutre și se formează doi ioni H +; într-un mediu alcalin se consumă doi ioni de hidroxid de OH și se formează o moleculă de apă (Tabelul 1.1).

Pentru a lega un atom de oxigen al unui agent oxidant într-un mediu acid, în timpul procesului de reducere se consumă doi ioni H + și se formează o moleculă de apă; în medii neutre și alcaline se consumă o moleculă de H 2 O, se formează doi ioni OH - (Tabelul 1, 2).

tabelul 1

Atașarea atomilor de oxigen la un agent reducător în timpul oxidării

masa 2

Legarea atomilor de oxigen ai unui agent oxidant în timpul reducerii

Avantajele metodei semireacțiilor electron-ionice sunt că, la compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, se iau în considerare stările reale ale particulelor în soluție și rolul mediului în cursul proceselor, nu este nevoie să se utilizați conceptul formal al gradului de oxidare.

Metoda echilibrului electronic, pe baza luării în considerare a modificărilor stării de oxidare și a principiului electroneutralității moleculei, este universală. Este folosit în mod obișnuit pentru a formula ecuații pentru reacțiile redox care apar între gaze, solide și în topituri.

Secvența operațiilor, conform metodei, este următoarea:

1) scrieți formulele reactanților și produșilor de reacție în formă moleculară:

2) determinați stările de oxidare ale atomilor care îl modifică în timpul reacției:

3) prin modificarea stărilor de oxidare se determină numărul de electroni donați de agentul reducător și numărul de electroni acceptați de agentul oxidant și se întocmește o balanță electronică, ținând cont de principiul egalității numărului de date date. și a primit electroni:

4) factorii de echilibru electronic sunt înscriși în ecuația reacției redox ca principali coeficienți stoichiometrici:

5) selectați coeficienții stoichiometrici ai participanților rămași la reacție:

La elaborarea ecuațiilor, trebuie să se țină seama de faptul că agentul de oxidare (sau agentul reducător) poate fi consumat nu numai în reacția redox principală, ci și la legarea produșilor de reacție rezultați, adică poate acționa ca mediu și un formator de sare.

Un exemplu, când un agent de oxidare joacă rolul unui mediu, este reacția de oxidare a unui metal în acid azotic, compilată prin metoda semireacțiilor electron-ionice:

Un exemplu, atunci când agentul reducător este mediul în care are loc reacția, este oxidarea acidului clorhidric cu dicromat de potasiu, compilată prin metoda echilibrului electronic:

La calcularea raporturilor cantitative, de masă și de volum ale participanților la reacțiile redox, se folosesc legile stoichiometrice de bază ale chimiei și, în special, legea echivalentelor. Pentru a determina direcția și completitudinea cursului proceselor redox, se folosesc valorile parametrilor termodinamici ai acestor sisteme, iar atunci când reacțiile au loc în soluții apoase, se folosesc valorile potențialelor electrodului corespunzătoare.