Mundur ke depan

Perhatian! Pratinjau slide hanya untuk tujuan informasi dan mungkin tidak mewakili semua fitur presentasi. Jika Anda tertarik dengan karya ini, silakan unduh versi lengkapnya.

Buku pelajaran: Rudzitis G.E., Feldman F.G. Kimia: buku teks untuk kelas 9 lembaga pendidikan / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – edisi ke-12. – M.: Pendidikan, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. – 191 hal.

Target: untuk membentuk pemahaman siswa tentang proses redoks dan mekanismenya

Hasil yang diharapkan

Subjek:

Selama bekerja, siswa

akan memperoleh

  • kemampuan menganalisis dan mengevaluasi secara objektif situasi kehidupan berkaitan dengan kimia, keterampilan untuk menangani zat yang digunakan secara aman Kehidupan sehari-hari; kemampuan menganalisis dan merencanakan perilaku ramah lingkungan dalam rangka menjaga kesehatan dan lingkungan
  • kemampuan untuk membangun hubungan antara yang benar-benar diamati fenomena kimia dan proses, menjelaskan penyebab keanekaragaman zat, ketergantungan sifat-sifat zat pada strukturnya;

menguasai pendekatan ilmiah untuk menyusun persamaan reaksi redoks

Metasubjek

Selama bekerja, siswa akan dapat

  • mendefinisikan konsep, membuat generalisasi, menetapkan analogi, mengklasifikasikan, secara mandiri memilih dasar dan kriteria klasifikasi, menjalin hubungan sebab-akibat, membangun penalaran logis, inferensi (induktif, deduktif dan analogi) dan menarik kesimpulan;
  • membuat, menerapkan dan mentransformasikan tanda dan simbol, model dan diagram untuk memecahkan masalah pendidikan dan kognitif;
  • menerapkan pemikiran ekologis dalam praktik kognitif, komunikatif, sosial dan bimbingan profesional

Pribadi

Selama bekerja, siswa akan memperoleh

  • landasan budaya ekologis yang sesuai dengan tingkat pemikiran lingkungan saat ini, pengalaman kegiatan reflektif-evaluatif dan praktis yang berorientasi lingkungan dalam situasi kehidupan;

2.1. Reaksi kimia. Kondisi dan tanda-tanda kebocoran reaksi kimia. Persamaan kimia.

2.2. Klasifikasi reaksi kimia menurut perubahan bilangan oksidasi unsur kimia

2.6. Oksidatif- reaksi reduksi. Agen pengoksidasi dan agen pereduksi.

Keterampilan dan aktivitas diuji oleh KIM GIA

Tahu/mengerti

  • simbol kimia: rumus zat kimia, persamaan reaksi kimia
  • konsep kimia yang paling penting: bilangan oksidasi, zat pengoksidasi dan zat pereduksi, oksidasi dan reduksi, jenis reaksi utama dalam kimia anorganik

1.2.1. ciri ciri konsep kimia yang paling penting

1.2.2. tentang adanya hubungan antara konsep-konsep kimia yang paling penting

Menyusun

2.5.3. persamaan reaksi kimia.

Bentuk penyampaian: pembelajaran menggunakan TIK, termasuk bentuk pengorganisasian aktivitas pendidikan dan kognitif siswa yang berpasangan dan individual.

Durasi sesi pelatihan: 45 menit.

Penggunaan teknologi pedagogis: metode pembelajaran heuristik, pembelajaran kolaboratif

Selama kelas

I. Problematisasi, aktualisasi, motivasi – 10 menit.

Percakapan depan

  • Apa itu atom dan ion.
  • Apa bedanya?
  • Apa itu elektron?
  • Apa itu bilangan oksidasi?
  • Bagaimana cara menghitung bilangan oksidasi?

Di papan tulis, siswa diminta untuk menempatkan bilangan oksidasi pada zat berikut:

Cl 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. Mempelajari materi baru. Penjelasan guru. 15 menit.

Konsep dasar (slide 2):

Reaksi redoks- ini adalah reaksi di mana bilangan oksidasi dua unsur berubah, salah satunya adalah zat pereduksi dan yang lainnya adalah zat pengoksidasi

Agen pereduksi- ini adalah unsur yang melepaskan elektron selama reaksi dan teroksidasi dengan sendirinya

pengoksidasi- ini adalah unsur yang menerima elektron selama reaksi dan tereduksi dengan sendirinya

Aturan untuk menyusun persamaan redoks(slide 3)

1. Tuliskan persamaan reaksinya (slide 4).

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

2. Mari kita susun bilangan oksidasi semua unsur

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. Mari kita soroti unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

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

Kita melihat bahwa sebagai hasil reaksi, bilangan oksidasi dua unsur berubah -

  • belerang (S) berubah total (dari – 2 sebelum 0 )
  • nitrogen (N) berubah sebagian (dari +5 sebelum +2 berubah), ada pula yang tetap +5

4. Mari kita tuliskan unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dan tunjukkan transisi elektronnya (slide 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. Mari kita menyusun neraca elektronik dan mencari koefisiennya

6. Mari kita substitusikan koefisien-koefisien yang terdapat dalam neraca ke dalam persamaan (koefisien ditetapkan untuk zat yang unsur-unsurnya telah berubah bilangan oksidasinya) (slide 6).

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

7. Mari kita nyatakan koefisien yang hilang menggunakan metode pemerataan

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

8. Dengan menggunakan oksigen, mari kita periksa kebenaran persamaannya (slide 7).

Sebelum reaksi oksigen 24 atom = Setelah reaksi oksigen 24 atom

9. Identifikasi zat pengoksidasi dan zat pereduksi serta proses – proses oksidasi dan reduksi

S -2 (dalam CuS) merupakan zat pereduksi karena menyumbangkan elektron

T+5 (dalam HNO 3) merupakan zat pengoksidasi, karena menyumbangkan elektron

AKU AKU AKU. Konsolidasi materi yang dipelajari (25 menit)

Siswa diminta menyelesaikan tugas secara berpasangan.

Tugas 1. 10 menit. (slide 8)

Siswa diminta membuat persamaan reaksi sesuai dengan algoritma.

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

Memeriksa pekerjaan

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

Transisi e – Jumlah elektron NOC Kemungkinan
2 4
1

Tugas 2. 15 menit. (slide 9, 10)

Siswa diminta untuk menyelesaikannya tes(berpasangan). Soal tes diperiksa dan disortir di papan tulis.

Pertanyaan No.1

Persamaan manakah yang sesuai dengan reaksi redoks?

  1. CaCO3 = CaO + CO2
  2. BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
  3. Zn + H 2 JADI 4 = ZnSO 4 + H 2
  4. Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

Pertanyaan No.2

Pada persamaan reaksi 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 koefisien di depan rumus zat pereduksi sama dengan

Pertanyaan No.3

Pada persamaan reaksi 5Ca + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O oksidatornya adalah

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

Pertanyaan No.4

Skema mana yang diusulkan yang sesuai dengan peredam

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

Pertanyaan No.5

Dalam persamaan reaksi 2SO 2 + O 2 -> 2 jadi 3 belerang

  1. teroksidasi
  2. sedang dipulihkan
  3. tidak teroksidasi dan tidak tereduksi
  4. keduanya mengoksidasi dan mereduksi

Pertanyaan No.6

Unsur manakah yang merupakan zat pereduksi dalam persamaan reaksi tersebut

2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2

  1. kalium
  2. oksigen
  3. hidrogen

Pertanyaan No.7

Skema Br -1 -> Br +5 sesuai dengan elemen

  1. agen pengoksidasi
  2. pemulih
  3. baik sebagai oksidator maupun reduktor

Pertanyaan No.8

Asam klorida adalah zat pereduksi dalam reaksi

  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

Jawaban untuk pertanyaan tes.

nomor pertanyaan 1 2 3 4 5 6 7 8
menjawab 3 1 3 2 1 3 2 1

Pekerjaan rumah: paragraf 5 eks. 6,7,8 hal.22 (buku teks).

Reaksi di mana unsur-unsur penyusun zat yang bereaksi mengubah bilangan oksidasi disebut oksidasi-reduksi (ORR).

Keadaan oksidasi. Untuk mengkarakterisasi keadaan unsur-unsur dalam senyawa, konsep bilangan oksidasi diperkenalkan. Bilangan oksidasi (s.o.) adalah muatan bersyarat yang diberikan pada atom dengan asumsi bahwa semua ikatan dalam molekul atau ion sangat terpolarisasi. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam molekul suatu zat atau ion didefinisikan sebagai jumlah elektron yang berpindah dari atom suatu unsur tertentu (bilangan oksidasi positif) atau ke atom suatu unsur tertentu (bilangan oksidasi negatif). Untuk menghitung bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa, harus mengikuti ketentuan (aturan) sebagai berikut:

1. Keadaan oksidasi unsur-unsur dalam zat sederhana ah, pada logam dalam keadaan unsur, pada senyawa dengan ikatan non-polar sama dengan nol. Contoh senyawa tersebut adalah N 2 0, H 2 0, Cl 2 0, I 2 0, Mg 0, Fe 0, dan seterusnya.

2. Dalam zat kompleks, unsur dengan elektronegativitas lebih tinggi memiliki bilangan oksidasi negatif.

Karena selama pembentukan ikatan kimia, elektron dipindahkan ke atom unsur yang lebih elektronegatif, unsur yang lebih elektronegatif memiliki bilangan oksidasi negatif dalam senyawa.

O -2 Kl O -2 N + Elemen EO

Dalam beberapa kasus, bilangan oksidasi suatu unsur secara numerik bertepatan dengan valensi (B) unsur dalam koneksi ini, misalnya pada HClO 4.

Contoh di bawah menunjukkan bahwa bilangan oksidasi dan valensi suatu unsur dapat bervariasi secara numerik:

N ≡ N В (N)=3; jadi(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. Ada bilangan oksidasi yang lebih tinggi, lebih rendah dan menengah.

Keadaan oksidasi tertinggi– ini adalah nilai positif terbesarnya. Bilangan oksidasi tertinggi biasanya sama dengan nomor golongan (N) tabel periodik, di mana elemen tersebut berada. Misalnya unsur periode III sama dengan: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Pengecualiannya adalah fluor, oksigen, helium, neon, argon, serta unsur-unsur subkelompok kobalt dan nikel: bilangan oksidasi tertingginya dinyatakan dengan bilangan yang nilainya lebih rendah dari bilangan golongannya. Sebaliknya, untuk unsur-unsur subkelompok tembaga, tingkatan tertinggi oksidasi lebih besar dari satu, meskipun termasuk golongan I.

Gelar terendah oksidasi ditentukan oleh jumlah elektron yang hilang pada keadaan stabil atom ns 2 nр 6. Bilangan oksidasi terendah untuk nonlogam adalah (N-8), dimana N adalah nomor golongan tabel periodik di mana unsur tersebut berada. Misalnya untuk nonlogam periode III sama dengan: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Bilangan oksidasi terendah untuk logam adalah nilai positifnya yang serendah mungkin. Misalnya, mangan memiliki bilangan oksidasi berikut: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 adalah bilangan oksidasi terendah untuk mangan.

Semua bilangan oksidasi lain yang terjadi pada suatu unsur disebut zat antara. Misalnya, untuk belerang, bilangan oksidasi +4 adalah perantara.

4. Sejumlah unsur menunjukkan bilangan oksidasi konstan dalam senyawa kompleks:

a) logam alkali – (+1);

b) logam golongan kedua dari kedua subkelompok (kecuali Нg) – (+2); merkuri dapat menunjukkan bilangan oksidasi (+1) dan (+2);

c) logam golongan ketiga, subkelompok utama – (+3), kecuali Tl, yang dapat menunjukkan bilangan oksidasi (+1) dan (+3);

e) H+, kecuali logam hidrida (NaH, CaH 2, dll.), yang bilangan oksidasinya (-1);

f) O -2, kecuali unsur peroksida (H 2 O 2, CaO 2, dll.), dengan bilangan oksidasi oksigen (-1), superoksida unsur

(KO 2, NaO 2, dll.), yang bilangan oksidasinya – ½, fluorida

oksigen ОF 2.

5. Sebagian besar unsur dapat menunjukkan derajat oksidasi yang berbeda-beda dalam senyawanya. Saat menentukan bilangan oksidasinya, mereka menggunakan aturan yang sesuai dengan itu jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam molekul yang netral secara listrik sama dengan nol, dan dalam ion kompleks - muatan ion-ion ini.

Sebagai contoh, mari kita hitung bilangan oksidasi fosfor dalam asam ortofosfat H 3 PO 4. Jumlah semua bilangan oksidasi dalam suatu senyawa harus sama dengan nol, jadi kita menyatakan bilangan oksidasi fosfor dengan X dan, mengalikan bilangan oksidasi hidrogen (+1) dan oksigen (-2) yang diketahui dengan jumlah atomnya. dalam senyawa, kita membuat persamaan: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, dimana X = +5.

Mari kita hitung bilangan oksidasi kromium dalam ion dikromat (Cr 2 O 7) 2-.

Jumlah semua bilangan oksidasi dalam ion kompleks harus sama dengan (-2), jadi mari kita nyatakan bilangan oksidasi kromium dengan X dan buat persamaan 2X + (-2)*7 = -2, yang mana X = + 6.

Konsep bilangan oksidasi sebagian besar senyawa bersifat kondisional, karena tidak mencerminkan muatan efektif sebenarnya dari atom. Dalam senyawa ionik sederhana, bilangan oksidasi unsur-unsur penyusunnya sama dengan muatan listrik, karena selama pembentukan senyawa ini terjadi transfer elektron yang hampir sempurna dari satu senyawa

1 -1 +2 -1 +3 -1

atom ke atom lain: NaI, MgCI 2, AIF 3. Untuk senyawa dengan ikatan kovalen polar, muatan efektif sebenarnya lebih kecil dari bilangan oksidasi, namun konsep ini sangat banyak digunakan dalam kimia.

Ketentuan pokok teori OVR:

1. Oksidasi adalah proses pelepasan elektron oleh atom, molekul, atau ion. Partikel yang menyumbangkan elektron disebut agen pereduksi; selama reaksi mereka teroksidasi, membentuk produk oksidasi. Dalam hal ini, unsur-unsur yang terlibat dalam oksidasi meningkatkan bilangan oksidasinya. Misalnya:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Pemulihan adalah proses penambahan elektron pada atom, molekul, atau ion. Partikel yang memperoleh elektron disebut zat pengoksidasi; selama reaksi mereka direduksi untuk membentuk produk reduksi. Dalam hal ini, unsur-unsur yang terlibat dalam reduksi mengurangi bilangan oksidasinya. Misalnya:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Zat yang masing-masing mengandung partikel pereduksi atau pengoksidasi disebut zat pereduksi atau zat pengoksidasi. Misalnya, FeCI 2 adalah zat pereduksi karena Fe 2+, dan FeCI 3 adalah zat pengoksidasi karena Fe 3+.

4. Oksidasi selalu disertai dengan reduksi, dan sebaliknya reduksi selalu disertai dengan oksidasi. Dengan demikian, ORR mewakili kesatuan dua proses yang berlawanan - oksidasi dan reduksi

5. Jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi.

Menyusun persamaan reaksi redoks. Dua metode penyusunan persamaan untuk OVR didasarkan pada aturan terakhir:

1. Metode keseimbangan elektronik.

Di sini, jumlah elektron yang diperoleh dan hilang dihitung berdasarkan bilangan oksidasi unsur sebelum dan sesudah reaksi. Mari kita lihat contoh paling sederhana:

Na0+Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - oksidasi

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - pemulihan

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

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

Metode ini digunakan jika reaksi tidak terjadi dalam larutan (dalam fasa gas, reaksi dekomposisi termal, dll).

2. Metode ion-elektronik (metode setengah reaksi).

Metode ini memperhitungkan lingkungan larutan dan memberikan gambaran tentang sifat partikel yang benar-benar ada dan berinteraksi dalam larutan. Mari kita lihat lebih detail.

Algoritma pemilihan koefisien menggunakan metode ion-elektronik:

1. Buatlah diagram molekul reaksi yang menunjukkan bahan awal dan produk reaksi.

2. Buatlah skema reaksi ion-molekul lengkap, tuliskan elektrolit lemah, zat yang sedikit larut, tidak larut dan berbentuk gas dalam bentuk molekul, dan elektrolit kuat dalam bentuk ion.

3. Setelah mengecualikan ion-ion yang tidak berubah akibat reaksi dari skema ion-molekul (tanpa memperhitungkan kuantitasnya), tulis ulang skema tersebut dalam bentuk ion-molekul singkat.

4. Identifikasi unsur-unsur yang berubah bilangan oksidasinya akibat reaksi; temukan zat pengoksidasi, zat pereduksi, produk reduksi, oksidasi.

5. Buatlah diagram setengah reaksi oksidasi dan reduksi, untuk ini:

a) menunjukkan zat pereduksi dan produk oksidasi, zat pengoksidasi dan produk reduksi;

b) menyamakan jumlah atom setiap unsur pada ruas kiri dan kanan setengah reaksi (menyeimbangkan unsur per unsur) dengan urutan: unsur yang mengubah bilangan oksidasi, oksigen, unsur lainnya; harus diingat bahwa di larutan berair reaksi dapat melibatkan molekul H 2 O, ion H + atau OH –, tergantung pada sifat mediumnya:

c) menyamakan jumlah muatan pada kedua bagian setengah reaksi; Untuk melakukan ini, tambahkan atau kurangi jumlah elektron yang diperlukan di sisi kiri setengah reaksi (keseimbangan muatan).

6. Temukan kelipatan persekutuan terkecil (KPK) dari jumlah elektron yang diberikan dan diterima.

7. Temukan koefisien utama untuk setiap setengah reaksi. Caranya, bagilah bilangan yang diperoleh pada langkah 6 (KPK) dengan jumlah elektron yang muncul pada setengah reaksi ini.

8. Kalikan setengah reaksi dengan koefisien utama yang diperoleh, jumlahkan: ruas kiri dengan kiri, ruas kanan dengan kanan (dapatkan persamaan reaksi ionik-molekul). Jika perlu, “bawakan ion serupa” dengan mempertimbangkan interaksi antara ion hidrogen dan ion hidroksida: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Susunlah koefisien-koefisien dalam persamaan molekul reaksi.

10. Melakukan pemeriksaan terhadap partikel yang tidak terlibat dalam ORR, dikeluarkan dari skema ion-molekul lengkap (butir 3). Jika perlu, koefisiennya ditemukan melalui seleksi.

11. Lakukan pemeriksaan oksigen akhir.

1. Lingkungan asam.

Skema reaksi molekul:

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

Skema reaksi ion-molekul lengkap:

K + +MnO +Tidak++TIDAK +2H++JADI  Mn 2+ + JADI + Na + + TIDAK + H 2 O + 2K + +JADI .

Skema reaksi ion-molekul singkat:

MnO +TIDAK +2H +  Mn 2+ + TIDAK +H2O

produk oke produk oke

Selama reaksi, bilangan oksidasi Mn berkurang dari +7 menjadi +2 (mangan tereduksi), oleh karena itu, MnO – zat pengoksidasi; Mn 2+ – produk reduksi. Bilangan oksidasi nitrogen meningkat dari +3 menjadi +5 (nitrogen teroksidasi), oleh karena itu NO – zat pereduksi, TIDAK – produk oksidasi.

Persamaan setengah reaksi:

2MnO + 8 H++ 5e -  M N 2+ + 4 H 2 HAI- proses pemulihan

10 +7 +(-5) = +2

5 TIDAK + H 2 HAI– 2e -  TIDAK + 2 H+ - proses oksidasi

2MnO + 16H++ 5TIDAK + 5H 2 O = 2Mn 2+ +8H 2 O + 5NO + 1OH + (persamaan ion-molekul lengkap).

Dalam persamaan keseluruhan, kami mengecualikan jumlah partikel identik yang terletak di sisi kiri dan kanan persamaan (kami menyajikan partikel serupa). Dalam hal ini adalah ion H + dan H 2 O.

Persamaan ion-molekul pendeknya adalah

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

Dalam bentuk molekul persamaannya adalah

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

Mari kita periksa keseimbangan partikel yang tidak berpartisipasi dalam OVR:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), JADI (3 = 3). Keseimbangan oksigen: 30 = 30.

2. Lingkungan netral.

Skema reaksi molekul:

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

Skema reaksi ionik-molekul:

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

Diagram singkat ion-molekul:

MnO +TIDAK + H 2 O  MnO 2 +TIDAK +OH-

produk oke produk oke

Persamaan setengah reaksi:

2MnO + 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH -proses pemulihan

6 -1 +(-3) = -4

3 TIDAK +H 2 O– 2eˉ TIDAK + 2H + - proses oksidasi

Pelajaran ini membahas esensi reaksi redoks dan perbedaannya dengan reaksi pertukaran ion. Perubahan bilangan oksidasi zat pengoksidasi dan zat pereduksi dijelaskan. Konsep keseimbangan elektronik diperkenalkan.

Topik: Reaksi redoks

Pelajaran: Reaksi Redoks

Perhatikan reaksi magnesium dengan oksigen. Mari kita tuliskan persamaan reaksi ini dan susun nilai bilangan oksidasi atom-atom unsur:

Seperti dapat dilihat, atom magnesium dan oksigen dalam bahan awal dan produk reaksi memiliki bilangan oksidasi yang berbeda. Mari kita tuliskan diagram proses oksidasi dan reduksi yang terjadi pada atom magnesium dan oksigen.

Sebelum reaksi, atom magnesium memiliki bilangan oksidasi nol, setelah reaksi - +2. Jadi, atom magnesium telah kehilangan 2 elektron:

Magnesium menyumbangkan elektron dan teroksidasi dengan sendirinya, yang berarti ia merupakan zat pereduksi.

Sebelum reaksi, bilangan oksidasi oksigen adalah nol, dan setelah reaksi menjadi -2. Jadi, atom oksigen menambahkan 2 elektron pada dirinya sendiri:

Oksigen menerima elektron dan tereduksi dengan sendirinya, yang berarti ia merupakan zat pengoksidasi.

Mari kita tuliskan skema umum oksidasi dan reduksi:

Jumlah elektron yang diberikan sama dengan jumlah elektron yang diterima. Keseimbangan elektronik tetap terjaga.

DI DALAM reaksi redoks terjadi proses oksidasi dan reduksi yang berarti terjadi perubahan bilangan oksidasi unsur kimia. Ini adalah ciri khasnya reaksi redoks.

Reaksi redoks adalah reaksi di mana unsur-unsur kimia mengubah bilangan oksidasinya

Mari kita lihat contoh spesifik tentang cara membedakan reaksi redoks dari reaksi lainnya.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Untuk mengatakan apakah suatu reaksi merupakan reaksi redoks, perlu ditetapkan nilai bilangan oksidasi atom-atom unsur kimia.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Harap dicatat bahwa bilangan oksidasi semua unsur kimia di kiri dan kanan tanda sama dengan tetap tidak berubah. Artinya reaksi ini bukan reaksi redoks.

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

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

Akibat reaksi ini, bilangan oksidasi karbon dan oksigen berubah. Selain itu, karbon meningkatkan bilangan oksidasinya, dan oksigen menurun. Mari kita tuliskan skema oksidasi dan reduksi:

C -8e = C - proses oksidasi

О +2е = О - proses pemulihan

Sehingga jumlah elektron yang diberikan sama dengan jumlah elektron yang diterima, yaitu. dipatuhi keseimbangan elektronik, setengah reaksi kedua perlu dikalikan dengan faktor 4:

C -8e = C - zat pereduksi, teroksidasi

O +2e = O 4 zat pengoksidasi, tereduksi

Selama reaksi, zat pengoksidasi menerima elektron, menurunkan bilangan oksidasinya, dan tereduksi.

Zat pereduksi melepaskan elektron selama reaksi, meningkatkan bilangan oksidasinya, dan teroksidasi.

1. Mikityuk A.D. Kumpulan soal dan latihan kimia. kelas 8-11 / M. Mikityuk. - M.: Penerbitan. "Ujian", 2009. (hal.67)

2. Orzhekovsky P.A. Kimia: kelas 9: buku teks. untuk pendidikan umum pembentukan / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Kimia: anorganik. kimia. Organ. kimia: buku teks. untuk kelas 9. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Pendidikan, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Kumpulan soal dan latihan kimia untuk sekolah menengah atas. - M.: RIA “New Wave”: Penerbit Umerenkov, 2008. (hal.54-55)

5. Ensiklopedia untuk anak-anak. Jilid 17. Kimia / Bab. ed. V.A. Volodin, Ved. ilmiah ed. I.Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (hlm. 70-77)

Sumber daya web tambahan

1. Koleksi tunggal digital sumber daya pendidikan(eksperimen video tentang topik) ().

2. Kumpulan terpadu sumber daya pendidikan digital (tugas interaktif tentang topik) ().

3. Versi elektronik majalah "Kimia dan Kehidupan" ().

Pekerjaan rumah

1. No. 10.40 - 10.42 dari “Kumpulan Soal dan Latihan Kimia untuk SMA” oleh I.G. Khomchenko, edisi ke-2, 2008

2. Partisipasi zat sederhana dalam reaksi merupakan tanda pasti terjadinya reaksi redoks. Jelaskan mengapa. Tuliskan persamaan reaksi senyawa, substitusi dan penguraian yang melibatkan oksigen O 2 .

Reaksi redoks adalah reaksi yang mengakibatkan unsur-unsur kimia yang berinteraksi mengubah bilangan oksidasinya dengan mentransfer bilangan oksidasinya, atau sebaliknya, dengan menambahkan elektron asing. Pertimbangan landasan teori dan keputusan masalah praktis di bidang reaksi redoks, tempat yang signifikan dikhususkan untuk kursus kimia umum sekolah menengah atas. Sangat penting bagi siswa untuk menguasai keterampilan menyelesaikan reaksi redoks.

Cara mengatasi reaksi redoks
Penyelesaian persamaan reaksi redoks bergantung pada data awal dan tugas yang dihadapi. Paling sering, tugasnya adalah menentukan rumus produk reaksi berdasarkan bilangan oksidasi unsur-unsur yang terlibat dan menyamakan kedua sisi persamaan berdasarkan koefisien yang dipilih berdasarkan metode keseimbangan elektron.
  1. Memecahkan persamaan jenis ini tidak mungkin dilakukan tanpa pemahaman yang jelas tentang istilah dan definisi dasar. Kami membicarakannya dalam artikel tentang cara menentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi serta cara mengetahui bilangan oksidasi suatu unsur.
  2. Jika, menurut kondisi soal, rumus kimia produk reaksi tidak Anda ketahui, maka tentukan sendiri, dengan mempertimbangkan bilangan oksidasi unsur-unsur yang berinteraksi. Mari kita lihat menggunakan contoh oksidasi besi.

    Fe + O 2 → FeO


  3. Besi, berinteraksi dengan molekul oksigen, terbentuk senyawa kimia disebut oksida. Mari kita tetapkan bilangan oksidasi untuk unsur-unsur kimia yang berpartisipasi dalam reaksi dan untuk unsur-unsur yang sama, tetapi sudah termasuk dalam produk reaksi.

    Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2


  4. Dari diagram reaksi jelas bahwa reaksi ini adalah redoks, karena bilangan oksidasi telah berubah untuk kedua zat yang terlibat di dalamnya: besi dan oksigen.
  5. Besi memperoleh muatan +3, oleh karena itu ia melepaskan tiga elektron dan merupakan zat pereduksi oksigen, yang memperoleh muatan -2, dan karenanya menerima dua elektron.

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


  6. Agar rumus kimia oksida besi memperoleh bentuk yang benar, indeks produk reaksi tertentu harus ditempatkan dengan benar. Hal ini dilakukan dengan mencari kelipatan persekutuan terkecil. Kita mengetahui bahwa antara 3 dan 2 kelipatan persekutuan terkecil adalah 6. Kita menentukan indeksnya sebagai berikut: membagi kelipatan persekutuan terkecil dengan bilangan oksidasi setiap unsur dan menuliskannya dalam rumus. Hasilnya kita dapatkan rumus yang benar oksida besi.

    Fe + O 2 → Fe 2 O 3


  7. Sekarang rangkaian tersebut harus diperiksa dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik dan bila perlu bagian kiri dan kanannya harus diseimbangkan. Seperti dapat dilihat dari paragraf 5, besi melepaskan tiga elektron, dan molekul oksigen menerima empat elektron. Jelasnya, skema reaksi perlu disamakan dengan menggunakan koefisien.
  8. Pemilihan koefisien juga dilakukan dengan menentukan kelipatan persekutuan terkecil dari elektron yang diterima dan ditransmisikan.

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


    Dalam contoh kita, kelipatan persekutuan (CMM) antara elektron-elektron yang berpartisipasi dalam reaksi adalah 12. Kita memperoleh koefisien dengan membagi CCM dengan jumlah elektron dan memindahkannya ke persamaan.

    4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3


  9. Untuk sepenuhnya memenuhi keseimbangan elektronik, tetap menetapkan koefisien 2 di sisi kanan.

    4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3


  10. Mari kita periksa apakah kondisi saldo elektronik terpenuhi.

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


    Jumlah elektron yang disumbangkan oleh besi sama dengan jumlah yang diterima oleh oksigen yaitu 12. Oleh karena itu, keseimbangan elektronik dicapai dengan memilih koefisien.

Jangan biarkan contoh prostat di atas membingungkan Anda. Hal utama adalah memahami prinsip penyelesaian reaksi redoks dan Anda akan dapat memecahkan masalah yang lebih sulit. Hal utama adalah mengikuti algoritma berikut.
  • Tuliskan diagram persamaan dan tunjukkan bilangan oksidasi unsur-unsurnya.
  • Tentukan secara pasti rumus kimia produk reaksi berdasarkan bilangan oksidasi unsur-unsur penyusunnya.
  • Pilih indeks untuk unsur formula bahan jadi.
  • Tentukan unsur mana yang mengalami perubahan bilangan oksidasi, unsur mana yang berperan sebagai zat pengoksidasi, dan mana yang berperan sebagai zat pereduksi.
  • Sebutkan unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasinya dan tentukan berapa banyak elektron yang diberikan atau diterima masing-masing unsur tersebut.
  • Tentukan koefisien-koefisien yang perlu diatur agar kondisi keseimbangan elektronik terpenuhi.
  • Tuliskan persamaan reaksi dalam bentuk akhir dengan koefisien yang ditetapkan.
Kesulitan terbesar dalam menyelesaikan reaksi redoks adalah menentukan rumus produk atau produk reaksi. Bahkan ahli kimia berpengalaman dalam beberapa kasus tidak dapat memprediksi bagaimana zat akan berinteraksi tanpa eksperimen laboratorium. Oleh karena itu, di kursus sekolah kimia untuk unsur-unsur yang masuk ke dalam interaksi kompleks, paling sering rumus pasti dari produk jadi sudah diberikan dan yang perlu diselesaikan hanyalah menyamakan reaksi.

Reaksi oksidasi-reduksi (ORR)- reaksi yang disertai penambahan atau kehilangan elektron, atau redistribusi kerapatan elektron pada atom (perubahan bilangan oksidasi).

Tahapan OVR

Oksidasi- sumbangan elektron oleh atom, molekul atau ion. Akibatnya bilangan oksidasi meningkat. Agen pereduksi melepaskan elektron.

Pemulihan- penambahan elektron. Akibatnya bilangan oksidasi menurun. Agen pengoksidasi menerima elektron.

OVR- proses berpasangan: jika terjadi reduksi maka terjadilah oksidasi.

aturan OVR

Pertukaran elektron yang setara dan keseimbangan atom.

Lingkungan asam

Dalam lingkungan asam, ion oksida yang dilepaskan berikatan dengan proton membentuk molekul air; ion oksida yang hilang disuplai oleh molekul air, kemudian proton dilepaskan darinya.

Jika jumlah atom oksigen tidak mencukupi, kita tuliskan jumlah molekul air sama banyaknya dengan jumlah ion oksida yang tidak mencukupi.

Belerang dalam kalium sulfit memiliki bilangan oksidasi +4, mangan dalam kalium permanganat memiliki bilangan oksidasi +7, asam sulfat- lingkungan reaksi.
Mangan dengan bilangan oksidasi tertinggi merupakan zat pengoksidasi, oleh karena itu kalium sulfit merupakan zat pereduksi.

Catatan: +4 merupakan bilangan oksidasi antara belerang, sehingga dapat bertindak sebagai zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Dengan zat pengoksidasi kuat (permanganat, dikromat), sulfit merupakan zat pereduksi (dioksidasi menjadi sulfat); dengan zat pereduksi kuat (halogenida, kalkogenida), sulfit merupakan zat pengoksidasi (direduksi menjadi belerang atau sulfida).

Belerang berubah dari bilangan oksidasi +4 menjadi +6 - sulfit dioksidasi menjadi sulfat. Mangan berubah dari bilangan oksidasi +7 menjadi +2 (lingkungan asam) - ion permanganat tereduksi menjadi Mn 2+.

2. Buatlah setengah reaksi. Menyamakan mangan: 4 ion oksida dilepaskan dari permanganat, yang diikat oleh ion hidrogen (media asam) menjadi molekul air. Jadi, 4 ion oksida mengikat 8 proton dalam 4 molekul air.

Dengan kata lain, ada 4 oksigen yang hilang di ruas kanan persamaan, jadi kita tuliskan 4 molekul air, dan 8 proton di ruas kiri persamaan.

Tujuh dikurangi dua ditambah lima elektron. Dapat disamakan dengan muatan total: di ruas kiri persamaan ada delapan proton dikurangi satu permanganat = 7+, di ruas kanan ada mangan dengan muatan 2+, air netral secara listrik. Tujuh dikurangi dua ditambah lima elektron. Semuanya seimbang.

Menyamakan belerang: ion oksida yang hilang di sisi kiri persamaan disuplai oleh molekul air, yang kemudian melepaskan dua proton di sisi kanan.
Di sebelah kiri muatannya adalah 2-, di sebelah kanan adalah 0 (-2+2). Minus dua elektron.

Kalikan setengah reaksi atas dengan 2, setengah reaksi bawah dengan 5.

Kami mengurangi proton dan air.

Ion sulfat berikatan dengan ion kalium dan mangan.

Lingkungan basa

Dalam lingkungan basa, ion oksida yang dilepaskan diikat oleh molekul air, membentuk ion hidroksida (gugus OH -). Ion oksida yang hilang disuplai oleh gugus hidrokso, yang harus diambil dua kali lebih banyak.

Jika ion oksida tidak mencukupi, kita menulis gugus hidrokso 2 kali lebih banyak dari yang hilang, sebaliknya - air.

Contoh. Dengan menggunakan metode keseimbangan elektron, buat persamaan reaksi, tentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:

Tentukan bilangan oksidasi:

Bismut (III) dengan zat pengoksidasi kuat (misalnya, Cl 2) dalam lingkungan basa menunjukkan sifat pereduksi (teroksidasi menjadi bismut V):

Karena di ruas kiri persamaan tidak ada cukup 3 oksigen untuk keseimbangan, kita tuliskan 6 gugus hidrokso, dan di ruas kanan - 3 perairan.

Persamaan akhir reaksi:

Lingkungan netral

Dalam lingkungan netral, ion oksida yang dilepaskan diikat oleh molekul air membentuk ion hidroksida (gugus OH -). Ion oksida yang hilang disuplai oleh molekul air. Ion H+ dilepaskan darinya.

Dengan menggunakan metode keseimbangan elektron, buat persamaan reaksi, tentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:

1. Tentukan bilangan oksidasi: belerang dalam kalium persulfat mempunyai bilangan oksidasi +7 (merupakan zat pengoksidasi, karena mempunyai bilangan oksidasi tertinggi), brom dalam kalium bromida mempunyai bilangan oksidasi -1 (merupakan zat pereduksi, karena mempunyai bilangan oksidasi paling rendah keadaan oksidasi), air adalah media reaksi.

Belerang berubah dari bilangan oksidasi +7 menjadi +6 - persulfat direduksi menjadi sulfat. Brom berubah dari bilangan oksidasi -1 menjadi 0 - ion bromida dioksidasi menjadi brom.

2. Buatlah setengah reaksi. Kami menyamakan belerang (koefisien 2 sebelum sulfat). Persamaan Oksigen.
Di sisi kiri ada muatan 2-, di sisi kanan ada muatan 4-, terikat 2 elektron, jadi kita tulis +2

Kami menyamakan brom (koefisien 2 sebelum ion bromida). Di sisi kiri muatannya 2-, di sisi kanan muatannya 0, diberikan 2 elektron, jadi kita tulis -2

3. Ringkasan persamaan keseimbangan elektronik.

4. Persamaan reaksi akhir: Ion sulfat bergabung dengan ion kalium membentuk kalium sulfat, faktor 2 sebelum KBr dan sebelum K2SO4. Air ternyata tidak diperlukan - masukkan ke dalam tanda kurung siku.

Klasifikasi OVR

  1. Agen pengoksidasi dan agen pereduksi- zat yang berbeda
  2. Zat pengoksidasi sendiri, zat pereduksi sendiri (disproporsionasi, dismutasi). Suatu unsur dalam keadaan oksidasi menengah.
  3. Zat pengoksidasi atau zat pereduksi merupakan media untuk proses tersebut
  4. Reduksi oksidasi intramolekul. Zat yang sama mengandung zat pengoksidasi dan zat pereduksi.
    Reaksi fase padat dan suhu tinggi.

Karakteristik kuantitatif ORR

Potensi redoks standar, E 0 - potensial elektroda relatif terhadap potensi hidrogen standar. Lebih tentang.

Untuk menjalani ORR, beda potensial harus lebih besar dari nol, yaitu potensial zat pengoksidasi harus lebih besar daripada potensial zat pereduksi:

,

Misalnya:

Semakin rendah potensinya, semakin kuat zat pereduksinya; semakin tinggi potensinya, semakin kuat zat pengoksidasinya.
Sifat pengoksidasi lebih kuat pada lingkungan asam, sedangkan sifat pereduksi lebih kuat pada lingkungan basa.