Nazad napred

Pažnja! Pregledi slajdova služe samo u informativne svrhe i možda ne predstavljaju sve karakteristike prezentacije. Ako ste zainteresovani za ovaj rad, preuzmite punu verziju.

udžbenik: Rudžitis G.E., Feldman F.G. Hemija: udžbenik za 9. razred obrazovnih ustanova / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. – 12. izd. – M.: Obrazovanje, OJSC „Moskovski udžbenici”, 2009. – 191 str.

Cilj: formirati razumijevanje učenika o redoks procesima i njihovom mehanizmu

Očekivani rezultati

Predmet:

Tokom rada studenti

će steći

  • sposobnost objektivne analize i evaluacije životne situacije vezano za hemiju, vještine za sigurno rukovanje tvarima koje se koriste u Svakodnevni život; sposobnost analize i planiranja ekološki prihvatljivog ponašanja u cilju očuvanja zdravlja i okruženje
  • sposobnost uspostavljanja veza između stvarno posmatranih hemijske pojave i procesi, objašnjavaju razloge raznolikosti supstanci, zavisnost svojstava supstanci od njihove strukture;

ovladati naučnim pristupom sastavljanju jednadžbe redoks reakcija

Metasubject

Tokom rada studenti će biti u mogućnosti

  • definišu pojmove, stvaraju generalizacije, uspostavljaju analogije, klasifikuju, samostalno biraju osnove i kriterijume za klasifikaciju, uspostavljaju uzročno-posledične veze, grade logičko rezonovanje, zaključivanje (induktivno, deduktivno i po analogiji) i izvode zaključke;
  • kreirati, primjenjivati ​​i transformirati znakove i simbole, modele i dijagrame za rješavanje obrazovnih i kognitivnih problema;
  • primjenjivati ​​ekološko mišljenje u kognitivnoj, komunikacijskoj, društvenoj praksi i profesionalnom vođenju

Lični

Tokom rada studenti će steći

  • osnove ekološke kulture koje odgovaraju savremenom nivou ekološkog mišljenja, iskustvo ekološki orijentisanog refleksivno-evaluativnog i praktičnog delovanja u životnim situacijama;

2.1. Hemijska reakcija. Uslovi i znaci curenja hemijske reakcije. Hemijske jednadžbe.

2.2. Klasifikacija hemijskih reakcija prema promenama oksidacionih stanja hemijskih elemenata

2.6. Oksidativno- reakcije redukcije. Oksidant i redukcioni agens.

Vještine i aktivnosti testirane od strane KIM GIA

Znati/razumjeti

  • hemijski simboli: formule hemijskih supstanci, jednačine hemijskih reakcija
  • najvažniji hemijski pojmovi: oksidaciono stanje, oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo, oksidacija i redukcija, glavne vrste reakcija u anorganskoj hemiji

1.2.1. karakteristične karakteristike najvažniji hemijski koncepti

1.2.2. o postojanju odnosa između najvažnijih hemijskih pojmova

Compose

2.5.3. jednačine hemijskih reakcija.

Oblik izvođenja nastave: čas korištenjem IKT-a, uključujući uparene, individualne oblike organizovanja obrazovnih i kognitivnih aktivnosti učenika.

Trajanje treninga: 45 minuta.

Upotreba pedagoške tehnologije: heuristička metoda učenja, kolaborativno učenje

Tokom nastave

I. Problematizacija, aktuelizacija, motivacija – 10 min.

Frontalni razgovor

  • Šta su atomi i joni.
  • Koja je razlika?
  • Šta su elektroni?
  • Šta je oksidaciono stanje?
  • Kako se izračunava oksidacijski broj?

Na tabli se od učenika traži da stave oksidaciona stanja u sljedeće supstance:

Sl 2 O 7, SO 3, H 3 PO 4, P 2 O 5, Na 2 CO 3, CuSO 4, Cl 2, HClO 4, K 2 Cr 2 O 7, Cr 2 (SO 4) 3, Al(NO 3) 3, CaSO 4,

NaMnO 4, MnCl 2, HNO 3, N 2, N 2 O, HNO 2, H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2

II. Učenje novog gradiva. Objašnjenje nastavnika. 15 minuta.

Osnovni koncepti (slajd 2):

Redox reakcije- to su reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja dva elementa, od kojih je jedan redukcijski a drugi oksidacijski agens

Redukciono sredstvo- to je element koji tokom reakcije odustaje od elektrona i sam oksidira

Oksidator- to je element koji prihvata elektrone tokom reakcije i sam se redukuje

Pravila za sastavljanje redoks jednačina(slajd 3)

1. Zapišite jednačinu reakcije (slajd 4).

CuS+HNO 3 ->Cu(NO 3) 2 + S + NO+H 2 O

2. Složimo oksidaciona stanja svih elemenata

Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2

3. Istaknimo elemente koji su promijenili svoja oksidaciona stanja

Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2

Vidimo da su se kao rezultat reakcije promijenila oksidacijska stanja dva elementa -

  • sumpor (S) potpuno promijenio (od – 2 prije 0 )
  • dušik (N) djelimično promijenjen (od +5 prije +2 promijenjeni), neki su ostali +5

4. Zapišimo one elemente koji su promijenili oksidaciona stanja i prikažimo prijelaz elektrona (slajd 5.)

CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + S 0 + N +2 O+H 2 O

S -2 - 2e S 0

5. Sastavimo elektronski bilans i pronađemo koeficijente

6. Zamenimo koeficijente pronađene u ravnoteži u jednadžbu (koeficijenti su postavljeni za supstance čiji su elementi promenili oksidaciono stanje) (slajd 6).

CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + 3 S0+ 2 N+2O+H2O

7. Isporučimo koeficijente koji nedostaju metodom izjednačavanja

3CuS -2 +8HN +5 O 3 -> 3Cu(N +5 O 3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O+4H 2 O

8. Koristeći kisik, provjerimo ispravnost jednačine (slajd 7).

Prije reakcije kisika 24 atoma = Nakon reakcije kisika 24 atoma

9. Identifikujte oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo i procese – oksidaciju i redukciju

S -2 (u CuS) je redukcijski agens jer donira elektrone

N +5 (u HNO 3) je oksidant, jer donira elektrone

III. Konsolidacija proučenog materijala (25 min)

Od učenika se traži da urade zadatak u parovima.

Zadatak 1. 10 min. (slajd 8)

Od učenika se traži da naprave jednačinu reakcije u skladu sa algoritmom.

Mg+H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 S + H 2 O

Provjeravam posao

4Mg 0 +5H 2 +1 S +6 O 4 -2 -> 4Mg +2 S +6 O 4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2

Tranzicija e – Broj elektrona NOC Odds
2 4
1

Zadatak 2. 15 min. (slajdovi 9, 10)

Od učenika se traži da završe test(u parovima). Zadaci testa se provjeravaju i sortiraju na tabli.

Pitanje br. 1

Koja jednačina odgovara redoks reakciji?

  1. CaCO 3 = CaO + CO 2
  2. BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
  3. Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
  4. Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

Pitanje br. 2

U jednadžbi reakcije 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 koeficijent ispred formule redukcionog agensa jednak je

Pitanje br. 3

U jednadžbi reakcije 5Ca + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O oksidant je

  1. Ca(NO3)2
  2. HNO3
  3. H2O

Pitanje br. 4

Koja će od predloženih shema odgovarati reduktoru

  1. S 0 > S -2
  2. S +4 -> S +6
  3. S -2 > S -2
  4. S +6 -> S +4

Pitanje br. 5

U jednadžbi reakcije 2SO 2 + O 2 -> 2 SO 3 sumpor

  1. oksidira
  2. se obnavlja
  3. niti oksidira niti reducira
  4. i oksidira i reducira

Pitanje br. 6

Koji element je redukcioni agens u jednadžbi reakcije

2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2

  1. kalijum
  2. kiseonik
  3. vodonik

Pitanje br. 7

Shema Br -1 -> Br +5 odgovara elementu

  1. oksidaciono sredstvo
  2. restaurator
  3. i oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo

Pitanje br. 8

Hlorovodonična kiselina je redukciono sredstvo u reakciji

  1. PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
  2. Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
  3. PbO + 2HCl = PbCl 2 + H 2 O
  4. Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl+ CO 2 + H 2 O

Odgovori na test pitanja.

broj pitanja 1 2 3 4 5 6 7 8
odgovori 3 1 3 2 1 3 2 1

Zadaća: stav 5 pr. 6,7,8 str.22 (udžbenik).

Reakcije tokom kojih elementi koji sačinjavaju reakcione supstance menjaju oksidaciono stanje nazivaju se oksidaciono-redukciona (ORR).

Oksidacijsko stanje. Za karakterizaciju stanja elemenata u spojevima uveden je koncept oksidacijskog stanja. Oksidacijsko stanje (s.o.) je uvjetni naboj koji se dodjeljuje atomu pod pretpostavkom da su sve veze u molekulu ili jonu ekstremno polarizirane. Oksidacijsko stanje elementa unutar molekula tvari ili jona definira se kao broj elektrona pomaknutih iz atoma datog elementa (pozitivno oksidacijsko stanje) ili do atoma datog elementa (negativno oksidacijsko stanje). Za izračunavanje oksidacijskog stanja elementa u spoju treba poći od sljedećih odredbi (pravila):

1. Oksidacijsko stanje elemenata u jednostavne supstance ah, u metalima u elementarnom stanju, u jedinjenjima sa nepolarnim vezama jednaki su nuli. Primeri takvih jedinjenja su N 2 0, H 2 0, Cl 2 0, I 2 0, Mg 0, Fe 0 itd.

2. U složenim tvarima elementi s većom elektronegativnošću imaju negativno oksidacijsko stanje.

Budući da se tijekom stvaranja kemijske veze elektroni pomiču na atome više elektronegativnih elemenata, potonji imaju negativno oksidacijsko stanje u spojevima.

O -2 Cl O -2 N + Element EO

U nekim slučajevima, oksidacijsko stanje elementa se numerički poklapa s valencijom (B) elementa u ovu vezu, kao, na primjer, u HClO 4.

Primjeri u nastavku pokazuju da oksidacijsko stanje i valencija elementa mogu varirati brojčano:

N ≡ N V (N)=3; s.o.(N)=0

H + C -2 O -2 H +

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

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

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

3. Postoje viša, niža i srednja oksidaciona stanja.

Najveće oksidaciono stanje– to je njegova najveća pozitivna vrijednost. Najveće oksidaciono stanje obično je jednako broju grupe (N) periodni sistem, u kojem se element nalazi. Na primjer, za elemente perioda III to je jednako: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Izuzetak su fluor, kiseonik, helijum, neon, argon, kao i elementi podgrupe kobalta i nikla: njihovo najveće oksidaciono stanje izražava se brojem čija je vrednost niža od broja grupe kojoj pripadaju. Za elemente podgrupe bakra, naprotiv, najviši stepen oksidacija je veća od jedan, iako pripadaju grupi I.

Najniži stepen oksidacija je određena brojem elektrona koji nedostaju u stabilno stanje atoma ns 2 nr 6. Najniže stanje oksidacije za nemetale je (N-8), gdje je N broj grupe periodnog sistema u kojoj se element nalazi. Na primjer, za nemetale III perioda je jednako: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Najniže oksidaciono stanje za metale je njegova najniža moguća pozitivna vrijednost. Na primjer, mangan ima sljedeća oksidaciona stanja: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 je najniže stanje oksidacije za mangan.

Sva druga oksidaciona stanja elementa koja se javljaju nazivaju se međuproduktima. Na primjer, za sumpor, oksidacijsko stanje +4 je srednje.

4. Brojni elementi pokazuju konstantno stanje oksidacije u kompleksnim jedinjenjima:

a) alkalni metali – (+1);

b) metali druge grupe obe podgrupe (osim Ng) – (+2); živa može pokazivati ​​oksidaciona stanja (+1) i (+2);

c) metali treće grupe, glavne podgrupe – (+3), sa izuzetkom Tl, koji mogu pokazivati ​​oksidaciona stanja (+1) i (+3);

e) H +, osim za metalne hidride (NaH, CaH 2, itd.), gdje je njegovo oksidacijsko stanje (-1);

f) O -2, sa izuzetkom peroksida elemenata (H 2 O 2, CaO 2 itd.), gdje je oksidacijsko stanje kisika (-1), superoksida elemenata

(KO 2, NaO 2, itd.), u kojem je njegovo oksidacijsko stanje – ½, fluorid

kiseonik OF 2.

5. Većina elemenata može pokazati različite stepene oksidacije u jedinjenjima. Pri određivanju njihovog oksidacijskog stanja koriste pravilo prema kojem zbroj oksidacijskih stanja elemenata u električno neutralnim molekulima jednak je nuli, au kompleksnim ionima - naboj ovih iona.

Kao primjer, izračunajmo oksidacijsko stanje fosfora u ortofosfornoj kiselini H 3 PO 4. Zbir svih oksidacionih stanja u jedinjenju mora biti jednak nuli, pa oksidaciono stanje fosfora označavamo sa X i množeći poznata oksidaciona stanja vodonika (+1) i kiseonika (-2) brojem njihovih atoma u spoju kreiramo jednačinu: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, od čega je X = +5.

Izračunajmo oksidaciono stanje hroma u dihromatnom jonu (Cr 2 O 7) 2-.

Zbir svih oksidacionih stanja u kompleksnom jonu mora biti jednak (-2), pa hajde da označimo oksidaciono stanje hroma sa X i napravimo jednačinu 2X + (-2)*7 = -2, iz koje je X = + 6.

Koncept oksidacionog stanja za većinu spojeva je uslovan, jer ne odražava stvarni efektivni naboj atoma. U jednostavnim jonskim jedinjenjima, oksidacijsko stanje njihovih sastavnih elemenata je jednako električni naboj, budući da tokom formiranja ovih jedinjenja dolazi do skoro potpunog prenosa elektrona iz jednog

1 -1 +2 -1 +3 -1

atom u drugi: NaI, MgCI 2, AIF 3. Za jedinjenje sa polarnom kovalentnom vezom, stvarni efektivni naboj je manji od oksidacionog broja, ali ovaj koncept se vrlo široko koristi u hemiji.

Glavne odredbe teorije OVR-a:

1. Oksidacija je proces odustajanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona. Čestice koje daju elektrone nazivaju se redukcioni agensi; tokom reakcije oksidiraju, formirajući proizvod oksidacije. U ovom slučaju, elementi uključeni u oksidaciju povećavaju svoje oksidacijsko stanje. Na primjer:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Oporavak je proces dodavanja elektrona atomu, molekulu ili ionu. Čestice koje dobijaju elektrone nazivaju se oksidirajuća sredstva; tokom reakcije se redukuju da bi se formirao redukcioni proizvod. U tom slučaju, elementi koji sudjeluju u redukciji smanjuju svoje oksidacijsko stanje. Na primjer:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Supstance koje sadrže redukcijske ili oksidirajuće čestice nazivaju se respektivno redukcioni agensi ili oksidanti. Na primjer, FeCI 2 je redukcijski agens zbog Fe 2+, a FeCI 3 je oksidacijski agens zbog Fe 3+.

4. Oksidacija je uvijek praćena redukcijom i, obrnuto, redukcija je uvijek povezana s oksidacijom. Dakle, ORR predstavlja jedinstvo dva suprotna procesa - oksidacije i redukcije

5. Broj elektrona koje daje redukcioni agens jednak je broju elektrona koje prihvata oksidaciono sredstvo.

Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija. Dvije metode sastavljanja jednadžbi za OVR zasnivaju se na posljednjem pravilu:

1. Metoda elektronski balans.

Ovdje se broj dobijenih i izgubljenih elektrona izračunava na osnovu oksidacijskih stanja elemenata prije i nakon reakcije. Pogledajmo najjednostavniji primjer:

Na0+Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - oksidacija

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - oporavak

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

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

Ova metoda se koristi ako se reakcija ne odvija u rastvoru (u gasnoj fazi, reakcija termičke razgradnje itd.).

2. Jonsko-elektronska metoda (metoda polureakcije).

Ova metoda uzima u obzir okruženje rješenja i daje ideju o prirodi čestica koje stvarno postoje i međusobno djeluju u otopinama. Pogledajmo to detaljnije.

Algoritam za odabir koeficijenata ionsko-elektronskom metodom:

1. Nacrtajte molekularni dijagram reakcije koji pokazuje početne materijale i produkte reakcije.

2. Nacrtajte kompletnu šemu jonsko-molekularne reakcije, upisujući slabe elektrolite, teško rastvorljive, nerastvorljive i gasovite supstance u molekularnom obliku i jake elektrolite u ionskom obliku.

3. Isključujući iz ionsko-molekularne šeme jone koji se ne mijenjaju kao rezultat reakcije (bez uzimanja u obzir njihove količine), prepišite shemu u kratkom ionsko-molekularnom obliku.

4. Identificirati elemente koji mijenjaju svoje oksidacijsko stanje kao rezultat reakcije; pronaći oksidacijsko sredstvo, redukcijsko sredstvo, redukcijske produkte, oksidaciju.

5. Nacrtajte dijagrame polureakcija oksidacije i redukcije, za ovo:

a) navesti redukciono sredstvo i oksidacioni proizvod, oksidaciono sredstvo i redukcioni proizvod;

b) izjednačiti broj atoma svakog elementa u lijevoj i desnoj strani polureakcije (izvršiti ravnotežu po elementu) u nizu: element koji mijenja oksidacijsko stanje, kisik, ostali elementi; treba imati na umu da u vodeni rastvori reakcije mogu uključivati ​​H 2 O molekule, H + ili OH – ione, ovisno o prirodi medija:

c) izjednačiti ukupan broj naelektrisanja u oba dela polureakcije; Da biste to učinili, dodajte ili oduzmite potreban broj elektrona na lijevoj strani polureakcije (ravnoteža naboja).

6. Pronađite najmanji zajednički višekratnik (LCM) za broj datih i primljenih elektrona.

7. Pronađite glavne koeficijente za svaku polu-reakciju. Da biste to učinili, podijelite broj dobiven u koraku 6 (LCM) s brojem elektrona koji se pojavljuju u ovoj polureakcije.

8. Pomnožite polureakcije sa dobijenim glavnim koeficijentima, saberite ih: lijeva strana s lijevom, desna strana sa desnom (dobijete jonsko-molekularnu jednačinu reakcije). Ako je potrebno, „donesite slične“ ione uzimajući u obzir interakciju između vodikovih iona i hidroksidnih iona: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Rasporedite koeficijente u molekularnoj jednadžbi reakcije.

10. Provesti provjeru čestica koje nisu uključene u ORR, isključene iz kompletne jonsko-molekularne šeme (stavka 3). Ako je potrebno, odabirom se pronalaze koeficijenti za njih.

11. Izvršite završnu provjeru kisika.

1. Kiselo okruženje.

Shema molekularne reakcije:

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

Potpuna shema ionsko-molekularne reakcije:

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

Kratka shema ionsko-molekularne reakcije:

MnO +NO +2H +  Mn 2+ + NO +H2O

ok proizvod ok proizvod ok

Tokom reakcije, oksidaciono stanje Mn opada sa +7 na +2 (mangan se redukuje), stoga MnO – oksidant, Mn 2+ – redukcioni proizvod. Stepen oksidacije azota raste sa +3 na +5 (azot se oksidira), stoga NO – redukciono sredstvo, NO – produkt oksidacije.

Jednačine polureakcije:

2MnO + 8 H+ + 5e -  Mn 2+ + 4 H 2 O- proces oporavka

10 +7 +(-5) = +2

5 NO + H 2 O– 2e -  NO + 2 H+ - proces oksidacije

2MnO + 16H + + 5NO + 5H 2 O = 2Mn 2+ +8H 2 O + 5NO + 1OH + (kompletna ionsko-molekularna jednadžba).

U ukupnoj jednadžbi isključujemo broj identičnih čestica koje se nalaze i na lijevoj i na desnoj strani jednakosti (predstavljamo slične). U ovom slučaju to su joni H + i H 2 O.

Kratka ionsko-molekularna jednačina će biti

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

U molekularnom obliku jednadžba je

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

Provjerimo stanje za čestice koje nisu učestvovale u OVR-u:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO (3 = 3). Balans kiseonika: 30 = 30.

2. Neutralno okruženje.

Shema molekularne reakcije:

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

Shema ionsko-molekularne reakcije:

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

Kratak ionsko-molekularni dijagram:

MnO +NO + H 2 O  MnO 2 +NO +OH-

ok proizvod ok proizvod ok

Jednačine polureakcije:

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

6 -1 +(-3) = -4

3 NO +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - proces oksidacije

Lekcija ispituje suštinu redoks reakcija i njihovu razliku od reakcija ionske izmjene. Objašnjene su promjene u oksidacijskim stanjima oksidacijskog agensa i redukcijskog agensa. Uvodi se koncept elektronske ravnoteže.

Tema: Redox reakcije

Lekcija: Redox reakcije

Razmotrite reakciju magnezijuma sa kiseonikom. Zapišimo jednadžbu ove reakcije i uredimo vrijednosti oksidacijskih stanja atoma elemenata:

Kao što se može vidjeti, atomi magnezija i kisika u polaznim materijalima i produktima reakcije imaju različita oksidacijska stanja. Zapišimo dijagrame procesa oksidacije i redukcije koji se dešavaju kod atoma magnezija i kisika.

Prije reakcije, atomi magnezija su imali oksidacijsko stanje nula, nakon reakcije - +2. Dakle, atom magnezijuma je izgubio 2 elektrona:

Magnezijum donira elektrone i sam oksidira, što znači da je redukcijski agens.

Prije reakcije, oksidacijsko stanje kisika bilo je nula, a nakon reakcije je postalo -2. Tako je atom kiseonika dodao sebi 2 elektrona:

Kiseonik prihvata elektrone i sam se redukuje, što znači da je oksidaciono sredstvo.

Hajde da to zapišemo opšta šema oksidacija i redukcija:

Broj datih elektrona jednak je broju primljenih elektrona. Elektronski balans se održava.

IN redoks reakcije dolazi do procesa oksidacije i redukcije, što znači da se oksidaciona stanja mijenjaju hemijski elementi. Ovo je znak redoks reakcije.

Redoks reakcije su reakcije u kojima kemijski elementi mijenjaju svoje oksidacijsko stanje

Pogledajmo konkretne primjere kako razlikovati redoks reakciju od drugih reakcija.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Da bismo rekli da li je reakcija redoks, potrebno je dodijeliti vrijednosti oksidacijskih stanja atoma kemijskih elemenata.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Imajte na umu da oksidaciona stanja svih hemijskih elemenata lijevo i desno od znaka jednakosti ostaju nepromijenjena. To znači da ova reakcija nije redoks.

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

2. CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Kao rezultat ove reakcije, promijenila su se oksidacijska stanja ugljika i kisika. Štoviše, ugljik je povećao svoje oksidacijsko stanje, a kisik se smanjio. Zapišimo sheme oksidacije i redukcije:

C -8e = C - proces oksidacije

O +2e = O - proces oporavka

Tako da je broj datih elektrona jednak broju primljenih elektrona, tj. ispoštovano elektronski balans, potrebno je drugu polureakciju pomnožiti sa faktorom 4:

C -8e = C - redukciono sredstvo, oksidira

O +2e = O 4 oksidant, redukovano

Tokom reakcije, oksidaciono sredstvo prihvata elektrone, snižavajući njegovo oksidaciono stanje i ono se redukuje.

Redukcioni agens tokom reakcije odustaje od elektrona, povećavajući njegovo oksidaciono stanje, oksidira se.

1. Mikityuk A.D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije. 8-11 razredi / A.D. Mikityuk. - M.: Izdavačka kuća. "Ispit", 2009. (str.67)

2. Orzhekovsky P.A. Hemija: 9. razred: udžbenik. za opšte obrazovanje osnivanje / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudžitis G.E. Hemija: neorganska. hemija. Orgulje. hemija: udžbenik. za 9. razred. / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - M.: Obrazovanje, OJSC “Moskovski udžbenici”, 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednja škola. - M.: RIA “Novi talas”: Izdavač Umerenkov, 2008. (str.54-55)

5. Enciklopedija za djecu. Tom 17. Hemija / Pogl. ed. V.A. Volodin, Ved. naučnim ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (str. 70-77)

Dodatni web resursi

1. Pojedinačna zbirka digitalnih obrazovnih resursa(video eksperimenti na temu) ().

2. Jedinstvena zbirka digitalnih obrazovnih resursa (interaktivni zadaci na temu) ().

3. Elektronska verzijačasopis "Hemija i život" ().

Zadaća

1. Broj 10.40 - 10.42 iz „Zbirke zadataka i vežbi iz hemije za srednju školu“ I.G. Homčenko, 2. izdanje, 2008

2. Učešće u reakciji jednostavnih supstanci je siguran znak redoks reakcije. Objasni zašto. Napišite jednadžbe za reakcije jedinjenja, supstitucije i razgradnje koje uključuju kisik O 2 .

Redoks reakcije se nazivaju reakcije zbog kojih kemijski elementi u interakciji mijenjaju svoja oksidaciona stanja prenoseći svoja, ili obrnuto, dodavanjem stranih elektrona. Razmatranje teorijske osnove i odluka praktični problemi u oblasti redoks reakcija značajno mesto je posvećeno kursu opšta hemija srednja škola. Vrlo je važno da učenici ovladaju vještinama rješavanja redoks reakcija.

Kako riješiti redoks reakcije
Rješenje jednadžbi redoks reakcija ovisi o početnim podacima i zadatku. Najčešće se zadaci svode na određivanje formule produkta reakcije na osnovu oksidacijskih stanja uključenih elemenata i izjednačavanje obje strane jednadžbe na osnovu koeficijenata odabranih metodom ravnoteže elektrona.
  1. Rješavanje ove vrste jednadžbi je nemoguće bez jasnog razumijevanja osnovnih pojmova i definicija. O njima smo govorili u člancima o tome kako odrediti oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo te kako pronaći oksidacijsko stanje elementa.
  2. Ako vam je, prema uvjetima problema, kemijska formula produkta reakcije nepoznata, odredite je sami, uzimajući u obzir oksidacijska stanja elemenata koji djeluju. Pogledajmo ovo na primjeru oksidacije željeza.

    Fe + O 2 → FeO


  3. Gvožđe, u interakciji sa molekulima kiseonika, nastaje hemijsko jedinjenje zove se oksid. Dodijelimo oksidacijska stanja za kemijske elemente koji sudjeluju u reakciji i za iste elemente, ali već uključene u produkt reakcije.

    Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2


  4. Iz dijagrama reakcije jasno je da je ova reakcija redoks, jer se promijenilo oksidacijsko stanje za obje tvari koje u njoj sudjeluju: i željezo i kisik.
  5. Gvožđe dobija naelektrisanje od +3, pa otpušta tri elektrona i redukciono je sredstvo za kiseonik, koji dobija naelektrisanje od -2, pa stoga prihvata dva elektrona.

    Fe 0 - 3e → Fe +3
    O 2 0 + 4e → O -2


  6. Da bi kemijska formula željeznog oksida dobila ispravan oblik, potrebno je ispravno postaviti indekse za dati produkt reakcije. Ovo se radi pronalaženjem najmanjeg zajedničkog višekratnika. Otkrivamo da je između 3 i 2 najmanji zajednički višekratnik 6. Indekse određujemo na sljedeći način: podijelimo najmanji zajednički višekratnik sa oksidacijskim stanjem svakog elementa i upišemo ga u formulu. Kao rezultat dobijamo ispravna formula gvožđe oksid.

    Fe + O 2 → Fe 2 O 3


  7. Sada se krug mora provjeriti metodom elektronske ravnoteže i, ako je potrebno, njegovi lijevi i desni dio moraju biti izjednačeni. Kao što se vidi iz paragrafa 5, gvožđe daje tri elektrona, a molekul kiseonika prihvata četiri elektrona. Očigledno, shemu reakcije treba izjednačiti korištenjem koeficijenata.
  8. Odabir koeficijenata se također vrši određivanjem najmanjeg zajedničkog višekratnika primljenih i odaslanih elektrona.

    Fe 0 - 3e → Fe +3 | LOC=12 | 4
    O 2 0 + 4e → O -2 | LOC=12 | 3


    U našem primjeru, zajednički umnožak (CMM) između elektrona koji učestvuju u reakciji bit će jednak 12. Dobijamo koeficijente tako što CCM podijelimo sa brojem elektrona i prenesemo ih u jednačinu.

    4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3


  9. Da bi se u potpunosti uskladio s elektronskim balansom, ostaje postaviti koeficijent 2 na desnoj strani.

    4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3


  10. Provjerimo da li su ispunjeni uslovi elektronske ravnoteže.

    4∙Fe 0 - 4∙3e → 2∙Fe 2 +3
    3∙O 2 0 + 3∙4e → 2∙O 3 -2


    Broj elektrona doniranih gvožđem bio je jednak broju primljenih od kiseonika i iznosio je 12. Shodno tome, izborom koeficijenata je postignuta elektronska ravnoteža.

Ne dozvolite da vas prostata iz gornjeg primjera zbuni. Glavna stvar je razumjeti princip rješavanja redoks reakcija i moći ćete riješiti teže probleme. Glavna stvar je slijediti sljedeći algoritam.
  • Zapišite dijagram jednačina i označite oksidaciona stanja elemenata.
  • Odredite tačno hemijska formula proizvod reakcije na osnovu oksidacionih stanja njegovih sastavnih elemenata.
  • Odaberite indekse za elemente formule gotove tvari.
  • Odredite koji su elementi promijenili svoja oksidaciona stanja, koji od njih djeluju kao oksidacijski, a koji kao redukcijski.
  • Navedite elemente koji su promijenili svoja oksidacijska stanja i odredite koliko je svaki od njih dao ili primio elektrona.
  • Odredite koeficijente koje je potrebno postaviti da bi se ispunio uvjet elektronske ravnoteže.
  • Zapišite jednačinu reakcije u konačnom obliku sa zadatim koeficijentima.
Najveća poteškoća u rješavanju redoks reakcija može biti određivanje formule proizvoda ili produkta reakcije. Čak i iskusni kemičari u nekim slučajevima ne mogu predvidjeti kako će tvari međusobno djelovati bez laboratorijskih eksperimenata. Stoga, u školski kurs hemije za elemente koji ulaze u složene interakcije, najčešće su već date tačne formule gotovog proizvoda i sve što je potrebno za rješavanje je izjednačavanje reakcije.

Reakcije oksidacije-redukcije (ORR)- reakcije praćene dodatkom ili gubitkom elektrona, odnosno preraspodjelom elektronske gustine na atomima (promjena oksidacijskog stanja).

Faze OVR

Oksidacija- doniranje elektrona od strane atoma, molekula ili jona. Kao rezultat, povećava se oksidacijsko stanje. Redukcioni agensi daju elektrone.

Oporavak- dodavanje elektrona. Kao rezultat, oksidacijsko stanje se smanjuje. Oksidirajuća sredstva prihvataju elektrone.

OVR- spojeni proces: ako postoji redukcija, onda postoji oksidacija.

OVR pravila

Ekvivalentna razmjena elektrona i atomska ravnoteža.

Kiselo okruženje

U kiseloj sredini, oslobođeni oksidni ioni se vežu sa protonima i formiraju molekule vode; nedostajuće oksidne jone napajaju molekule vode, a zatim se iz njih oslobađaju protoni.

Tamo gdje nema dovoljno atoma kisika, pišemo onoliko molekula vode koliko nema dovoljno oksidnih jona.

Sumpor u kalijum sulfitu ima oksidaciono stanje +4, mangan u kalijum permanganatu ima oksidaciono stanje +7, sumporna kiselina- reakciono okruženje.
Managan u najvišem oksidacionom stanju je oksidaciono sredstvo, stoga je kalijum sulfit redukciono sredstvo.

Napomena: +4 je srednje oksidaciono stanje za sumpor, tako da može delovati i kao redukciono i oksidaciono sredstvo. Sa jakim oksidantima (permanganat, dikromat) sulfit je redukciono sredstvo (oksidirano u sulfat), a kod jakih redukcionih agenasa (halogenidi, halkogenidi) sulfit je oksidant (reduciran u sumpor ili sulfid).

Sumpor prelazi iz oksidacionog stanja +4 do +6 - sulfit se oksidira u sulfat. Mangan prelazi iz oksidacionog stanja +7 do +2 (kisela sredina) - permanganatni ion se reducira u Mn 2+.

2. Sastavite polu-reakcije. Izjednačavanje mangana: 4 oksidna jona se oslobađaju iz permanganata, koji su vezani jonima vodika (kiseli medij) u molekule vode. Dakle, 4 oksidna jona se vezuju za 8 protona u 4 molekula vode.

Drugim riječima, na desnoj strani jednačine nedostaju 4 kisika, tako da pišemo 4 molekula vode i 8 protona na lijevoj strani jednačine.

Sedam minus dva je plus pet elektrona. Možete izjednačiti po ukupnom naboju: na lijevoj strani jednačine je osam protona minus jedan permanganat = 7+, na desnoj strani je mangan sa nabojem od 2+, voda je električni neutralna. Sedam minus dva je plus pet elektrona. Sve je izjednačeno.

Izjednačavanje sumpora: nedostajući oksidni jon na lijevoj strani jednadžbe je opskrbljen molekulom vode, koja potom oslobađa dva protona na desnoj strani.
Na lijevoj strani naboj je 2-, na desnoj je 0 (-2+2). Minus dva elektrona.

Pomnožite gornju polureakciju sa 2, donju polureakciju sa 5.

Smanjujemo protone i vodu.

Sulfatni joni se vezuju za jone kalijuma i mangana.

Alkalna sredina

U alkalnoj sredini, oslobođeni oksidni joni su vezani molekulima vode, formirajući hidroksidne jone (OH - grupe). Nedostajuće oksidne jone snabdevaju hidrokso grupe, kojih se mora uzeti duplo više.

Tamo gdje nema dovoljno oksidnih jona upisujemo hidrokso grupe 2 puta više od onoga što nedostaje, s druge strane - vodu.

Primjer. Koristeći metodu ravnoteže elektrona, napravite jednadžbu reakcije, odredite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

Odredite stepen oksidacije:

Bizmut (III) sa jakim oksidacionim agensima (na primer, Cl 2) u alkalnoj sredini pokazuje redukciona svojstva (oksidira u bizmut V):

Pošto na lijevoj strani jednačine nema dovoljno 3 kisika za ravnotežu, upisujemo 6 hidrokso grupa, a na desnoj - 3 vode.

Konačna jednačina reakcije:

Neutralno okruženje

U neutralnom okruženju, oslobođeni oksidni joni su vezani molekulima vode da formiraju hidroksidne jone (OH - grupe). Oksidni joni koji nedostaju se opskrbljuju molekulima vode. Iz njih se oslobađaju H+ joni.

Koristeći metodu ravnoteže elektrona, napravite jednadžbu reakcije, odredite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

1. Odredite oksidacijsko stanje: sumpor u kalijevom persulfatu ima oksidaciono stanje +7 (oksidaciono je sredstvo, jer ima najveće oksidaciono stanje), brom u kalijum bromidu ima oksidaciono stanje -1 (redukciono je sredstvo, jer ima najniže oksidacijsko stanje), voda je reakcioni medij.

Sumpor prelazi iz oksidacionog stanja +7 do +6 - persulfat se redukuje u sulfat. Brom prelazi iz oksidacionog stanja -1 do 0 - bromidni ion se oksidira u brom.

2. Sastavite polu-reakcije. Izjednačavamo sumpor (koeficijent 2 prije sulfata). Oxygen Eq.
Sa leve strane je naelektrisanje od 2-, sa desne strane je naelektrisanje od 4-, vezana su 2 elektrona, pa pišemo +2

Izjednačavamo brom (koeficijent 2 prije jona bromida). Na lijevoj strani naboj je 2-, na desnoj strani naboj je 0, data su 2 elektrona, pa pišemo -2

3. Zbirna jednačina elektronske ravnoteže.

4. Konačna jednačina reakcije: Sulfatni joni se kombinuju sa jonima kalijuma i formiraju kalijum sulfat, faktor 2 prije KBr i prije K2SO4. Ispostavilo se da voda nije potrebna - stavite je u uglaste zagrade.

OVR klasifikacija

  1. Oksidant i redukcioni agens- različite supstance
  2. Samooksidirajuća sredstva, samoreducirajuća sredstva (disproporcionalizacija, dismutacija). Element u srednjem oksidacionom stanju.
  3. Oksidant ili redukcioni agens - medij za proces
  4. Intramolekularna oksidacija-redukcija. Ista tvar sadrži oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.
    Reakcije u čvrstoj fazi, visoke temperature.

Kvantitativne karakteristike ORR

Standardni redoks potencijal, E 0 - potencijal elektrode u odnosu na standardni potencijal vodika. Više o.

Za podvrgavanje ORR-u potrebno je da razlika potencijala bude veća od nule, odnosno potencijal oksidacijskog agensa mora biti veći od potencijala redukcijskog agensa:

,

Na primjer:

Što je potencijal manji, to je redukciono sredstvo jače; što je veći potencijal, to je jače oksidaciono sredstvo.
Oksidirajuća svojstva su jača u kiseloj sredini, dok su redukciona svojstva jača u alkalnoj sredini.