Редокс реакции 9. Примери на редокс реакции со раствор. OVR: шеми. Редокс реакции - видео

Назад Напред

Внимание! Прегледите на слајдовите се само за информативни цели и може да не ги претставуваат сите карактеристики на презентацијата. Доколку сте заинтересирани за оваа работа, ве молиме преземете ја целосната верзија.

Учебник:Руџитис Г.Е., Фелдман Ф.Г. Хемија: учебник за 9-то одделение на образовните институции / Г.Е. Руџитис, Ф.Г. Фелдман. – 12-ти изд. – М.: Образование, OJSC „Московски учебници“, 2009. – 191 стр.

Цел:да се формира разбирање на учениците за редокс процесите и нивниот механизам

Очекувани резултати

Тема:

Во текот на работата учениците

ќе стекне

• способност за објективно анализирање и оценување животни ситуацииповрзани со хемија, вештини за безбедно ракување со супстанции кои се користат во секојдневниот живот; способноста да се анализира и планира еколошки однесување со цел да се одржи здравјето и
• животната средина способноста да се воспостават врски помеѓу реално набљудуванитехемиски феномени

и процеси, објасни причините за различноста на супстанциите, зависноста на својствата на супстанциите од нивната структура;

го совлада научниот пристап за изготвување на равенката на редокс реакции

Метасубјект Во текот на работата учениците

• ќе може
• дефинираат поими, создаваат генерализации, воспоставуваат аналогии, класифицираат, самостојно избираат основи и критериуми за класификација, воспоставуваат причинско-последични односи, градат логично расудување, заклучување (индуктивно, дедуктивно и по аналогија) и донесуваат заклучоци;
• создаваат, применуваат и трансформираат знаци и симболи, модели и дијаграми за решавање на образовни и когнитивни проблеми;

применуваат еколошко размислување во когнитивното, комуникативното, социјалната практика и професионалното насочување

Метасубјект Лични

• ќе стекне

основите на еколошката култура што одговараат на современото ниво на размислување за животната средина, искуството на еколошки ориентирани рефлексивно-евалуативни и практични активности во животни ситуации; 2.1. Хемиска реакција. Услови и знаци на истекувањехемиски реакции

. Хемиски равенки.

2.2. Класификација на хемиските реакции според промените во оксидационите состојби на хемиските елементи 2.6. Оксидативно-реакции на намалување

. Оксидирачко средство и средство за редукција.

Знаат/разберат

• хемиски симболи: формули на хемиски супстанции, равенки на хемиски реакции
• најважните хемиски концепти: оксидациона состојба, оксидирачки агенс и редукционо средство, оксидација и редукција, главни видови реакции во неорганската хемија

1.2.1. карактеристични карактеристикинајважните хемиски концепти

1.2.2. за постоењето на односи меѓу најважните хемиски концепти

Состави

2.5.3. равенки на хемиски реакции.

Форма на испорака: лекција со користење на ИКТ, вклучувајќи парни, индивидуални форми на организирање едукативни и когнитивни активности на учениците.

Времетраење на тренинг сесијата: 45 минути.

Употреба педагошки технологии: метод хеуристичко учење, учење во соработка

Напредокот на лекцијата

I. Проблематизација, актуелизација, мотивација – 10 мин.

Фронтален разговор

• Што се атоми и јони.
• Како се разликуваат?
• Што се електрони?
• Што е оксидациона состојба?
• Како се пресметува оксидациониот број?

На таблата, од учениците се бара да ги постават состојбите на оксидација во следните супстанции:

Сl 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. Учење нов материјал. Објаснување на наставникот. 15 мин.

Основни концепти (слајд 2):

Редокс реакции- тоа се реакции во кои се менуваат оксидационите состојби на два елементи, од кои едниот е редукционо, а другиот оксидирачки агенс.

Средство за намалување- ова е елементот што се откажува од електроните за време на реакцијата и самиот се оксидира

Оксидант- ова е елементот што прифаќа електрони за време на реакцијата и самиот се намалува

Правила за составување на редокс равенки(слајд 3)

1. Запишете ја равенката на реакцијата (слајд 4).

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

2. Да ги подредиме оксидационите состојби на сите елементи

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. Да ги истакнеме елементите што ја промениле нивната оксидациска состојба

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

Гледаме дека како резултат на реакцијата, оксидационите состојби на два елементи се промениле -

• сулфур (S)целосно променет (од – 2 до 0 )
• азот (N)делумно променет (од +5 до +2 промени), некои останаа +5

4. Да ги запишеме оние елементи кои ги промениле состојбите на оксидација и да ја прикажеме транзицијата на електроните (слајд 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. Да составиме електронско салдо и да ги најдеме коефициентите

6. Да ги замениме коефициентите што се наоѓаат во рамнотежата во равенката (коефициентите се поставени за супстанции чии елементи ја промениле нивната оксидациска состојба) (слајд 6).

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

7. Да ги испорачаме коефициентите што недостасуваат користејќи го методот на изедначување

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

8. Со помош на кислород, ајде да ја провериме исправноста на равенката (слајд 7).

Пред реакција на кислород 24 атоми = По реакција на кислород 24 атоми

9. Идентификувајте го оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс и процесите - оксидација и редукција

S -2 (во CuS) е средство за намалување бидејќи

донира електрони N +5

(во HNO 3) е оксидирачки агенс, бидејќи донира електрони

III. Зајакнување на научениот материјал (25 мин.)

Од учениците се бара да ја завршат задачата во парови.

Задача 1. 10 мин. (слајд 8)

Од учениците се бара да создадат равенка за реакција во согласност со алгоритмот.

Mg+H2SO4 -> MgSO4 + H2S + H2O

Проверка на работата

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 –	Транзиција д	Број на електрони	НОК
	2		4
			1

Шансите

Задача 2. 15 мин. (слајдови 9, 10) Од учениците се бара да пополнаттест

(во парови). Тестовите се проверуваат и се средуваат на табла.

Прашање бр.1

1. Која равенка одговара на редокс реакција?
2. CaCO 3 = CaO + CO 2
3. BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
4. Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2 NaHCO 3

Прашање бр.2

Во реакционата равенка 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 коефициентот пред формулата за редукционо средство е еднаков на

Прашање бр.3

1. Во реакционата равенка 5Ca + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O оксидирачкиот агенс е
2. Ca(NO3)2
3. HNO3

H2O

Прашање бр.4

1. Која од предложените шеми ќе одговара на редуктор
2. S 0 > S -2
3. S +4 -> S +6
4. S -2 > S -2

S +6 -> S +4

Прашање бр.5 2 Во реакционата равенка 2SO 2 + O 2 ->

1. SO 3 сулфур
2. оксидира
3. се обновува
4. ниту оксидира ниту редуцирано

и оксидира и намалува

Прашање бр.6

Кој елемент е редукционо средство во равенката на реакцијата

1. 2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2
2. калиум
3. кислород

водород

Прашање бр.7 Шема Br -1 ->

1. Br +5 одговара на елементот
2. оксидирачки агенс
3. реставратор

и оксидирачки и редукционен агенс

Прашање бр.8

1. Хлороводородна киселина е редукционо средство во реакцијата
2. PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
3. Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
4. PbO + 2HCl = PbCl 2 + H 2 O

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl+ CO 2 + H 2 O.

Одговори на прашања за тестирање	1	2	3	4	5	6	7	8
број на прашање	3	1	3	2	1	3	2	1

одговориДомашна задача:

Реакциите за време на кои елементите што ги сочинуваат супстанциите што реагираат ја менуваат оксидационата состојба се нарекуваат оксидационо-редукциони реакции (ORR).

Состојба на оксидација.За да се карактеризира состојбата на елементите во соединенијата, беше воведен концептот на состојба на оксидација. Состојбата на оксидација (s.o.) е условно полнење што се доделува на атомот под претпоставка дека сите врски во молекулата или јонот се екстремно поларизирани.Состојбата на оксидација на елемент во молекула на супстанција или јон се дефинира како број на електрони поместени од атом на даден елемент (позитивна оксидациска состојба) или до атом на даден елемент (негативна оксидациска состојба). За да се пресмета состојбата на оксидација на елемент во соединение, треба да се продолжи од следните одредби (правила):

1. Состојба на оксидација на елементите во едноставни материиах, кај металите во елементарна состојба, кај соединенијата со неполарни врски се еднакви на нула. Примери за такви соединенија се N 2 0, H 2 0, Cl 2 0, I 2 0, Mg 0, Fe 0 итн.

2. Во сложените супстанции, елементите со поголема електронегативност имаат негативна оксидациона состојба.

Бидејќи за време на формирањето на хемиска врска, електроните се поместуваат во атомите на повеќе електронегативни елементи, вторите имаат негативна состојба на оксидација во соединенијата.

O -2 Cl O -2 N + Елемент EO

Во некои случаи, состојбата на оксидација на елементот нумерички се совпаѓа со валентноста (B) на елементот во оваа врска, како, на пример, во HClO 4.

Примерите подолу покажуваат дека состојбата на оксидација и валентноста на елементот може да варираат бројно:

N ≡ N В (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. Постојат повисоки, пониски и средни состојби на оксидација.

Највисока состојба на оксидација– ова е нејзината најголема позитивна вредност. Највисоката состојба на оксидација е обично еднаква на бројот на групата (N) периодниот систем, во кој се наоѓа елементот. На пример, за елементите од периодот III е еднакво на: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Исклучок се флуор, кислород, хелиум, неон, аргон, како и елементи од подгрупата на кобалт и никел: нивната највисока оксидациска состојба се изразува со број чија вредност е помала од бројот на групата на која припаѓаат. За елементите на подгрупата на бакар, напротив, највисок степеноксидацијата е поголема од една, иако тие припаѓаат на групата I.

Најнизок степеноксидацијата се определува со бројот на електрони кои недостасуваат во стабилната состојба на атомот ns 2 nр 6. Најниска состојба на оксидација за неметали е (N-8), каде што N е бројот на групата од периодниот систем во која се наоѓа елементот. На пример, за неметали од III период е еднакво на: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Најниската состојба на оксидација за металите е нејзината најниска можна позитивна вредност. На пример, манганот ги има следните оксидациски состојби: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 е најниската состојба на оксидација за манган.

Сите други состојби на оксидација на елементот се нарекуваат средно. На пример, за сулфур, оксидационата состојба од +4 е средна.

4. Голем број елементи покажуваат постојана оксидациска состојба во сложените соединенија:

а) алкални метали – (+1);

б) метали од втората група од двете подгрупи (освен Нg) – (+2); живата може да покаже оксидациски состојби (+1) и (+2);

в) метали од третата група, главната подгрупа - (+3), со исклучок на Tl, кои можат да покажат оксидациони состојби (+1) и (+3);

д) H +, освен за метални хидриди (NaH, CaH 2, итн.), каде што неговата оксидациона состојба е (-1);

ѓ) O-2, со исклучок на пероксидите на елементите (H 2 O 2, CaO 2 итн.), каде што оксидационата состојба на кислородот е (-1), супероксидите на елементите

(KO 2, NaO 2, итн.), во која неговата оксидациона состојба е – ½, флуор

кислород ОF 2.

5. Повеќето елементи можат да покажат различни степени на оксидација во соединенијата. При утврдување на нивната оксидациона состојба го користат правилото според кое збирот на состојбите на оксидација на елементите во електрично неутралните молекули е еднаков на нула, а во сложените јони - полнењето на овие јони.

Како пример, да ја пресметаме состојбата на оксидација на фосфорот во ортофосфорната киселина H 3 PO 4. Збирот на сите оксидациски состојби во соединението мора да биде еднаков на нула, така што состојбата на оксидација на фосфорот ја означуваме со X и, множејќи ги познатите состојби на оксидација на водородот (+1) и кислородот (-2) со бројот на нивните атоми во соединението ја создаваме равенката: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, од ​​кои X = +5.

Да ја пресметаме оксидационата состојба на хромот во дихроматниот јон (Cr 2 O 7) 2-.

Збирот на сите состојби на оксидација во сложениот јон мора да биде еднаков на (-2), па да ја означиме оксидациската состојба на хромот со X и да ја создадеме равенката 2X + (-2)*7 = -2, од која X = +6.

Концептот на состојба на оксидација за повеќето соединенија е условен, бидејќи не го одразува вистинскиот ефективен полнеж на атомот. Кај едноставните јонски соединенија, оксидационата состојба на нивните составни елементи е еднаква на електричен полнеж, бидејќи при формирањето на овие соединенија има речиси целосен пренос на електрони од една

1 -1 +2 -1 +3 -1

атом во друг: NaI, MgCI 2, AIF 3.

За соединение со поларна ковалентна врска, вистинскиот ефективен полнеж е помал од бројот на оксидација, но овој концепт е многу широко користен во хемијата.

1. Главните одредби на теоријата на OVR:Оксидација е процес на откажување од електрони од атом, молекула или јон. Честичките кои даруваат електрони се нарекуваатагенси за намалување;

за време на реакцијата тие се оксидираат, формирајќи производ на оксидација. Во овој случај, елементите вклучени во оксидацијата ја зголемуваат нивната оксидациска состојба. На пример:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

2Fe 2+ - e -  Fe 3+. Закрепнување е процес на додавање електрони на атом, молекула или јон. Честичките кои добиваат електрони се нарекуваатоксидирачки агенси;

за време на реакцијата тие се редуцираат за да формираат производ за редукција. Во овој случај, елементите кои учествуваат во редукцијата ја намалуваат нивната оксидациска состојба. На пример:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+ 3. Супстанциите што содржат редуцирачки или оксидирачки честички соодветно се нарекуваатредукциони или оксидирачки агенси.

4. На пример, FeCI 2 е редукционо средство поради Fe 2+, а FeCI 3 е оксидирачки агенс поради Fe 3+.Оксидацијата е секогаш придружена со редукција и, обратно, редукцијата е секогаш поврзана со оксидација.

5. Така, ORR го претставува единството на два спротивни процеси - оксидација и редукција

Бројот на електрони донирани од редукционото средство е еднаков на бројот на електрони прифатени од оксидирачкиот агенс.Изработка на равенки на редокс реакции.

Два методи за составување равенки за OVR се засноваат на последното правило: 1. Метод.

електронски биланс

Овде, бројот на добиени и изгубени електрони се пресметува врз основа на оксидационите состојби на елементите пред и по реакцијата. Да го погледнеме наједноставниот пример: Na0+Cl

 Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - оксидација 1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl

- закрепнување

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

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

Овој метод се користи ако реакцијата не се јавува во раствор (во гасна фаза, реакција на термичко распаѓање итн.).

2. Јонско-електронски метод (метод на полу-реакција).

Овој метод ја зема предвид околината на растворот и дава идеја за природата на честичките што всушност постојат и содејствуваат во растворите. Ајде да го разгледаме подетално.

1. Направете молекуларен дијаграм на реакцијата со означување на почетните материјали и производите на реакцијата.

2. Направете целосна шема на јонско-молекуларна реакција, пишувајќи слаби електролити, слабо растворливи, нерастворливи и гасовити материи во молекуларна форма и силни електролити во јонска форма.

3. Исклучувајќи ги од јоно-молекуларната шема јони кои не се менуваат како резултат на реакцијата (без да се земе предвид нивната количина), препишете ја шемата во кратка јонско-молекуларна форма.

4. Идентификувајте ги елементите што ја менуваат нивната оксидациска состојба како резултат на реакцијата; најдете оксидирачки агенс, редукционо средство, производи за редукција, оксидација.

5. Направете дијаграми на полуреакции на оксидација и редукција, за ова:

а) наведете го средството за редукција и оксидациониот производ, оксидирачкиот агенс и производот за редукција;

б) изедначете го бројот на атоми на секој елемент во левата и десната страна на полуреакциите (изведете рамнотежа по елемент) во низата: елемент што ја менува оксидационата состојба, кислород, други елементи; треба да се запомни дека во водени раствориреакциите може да вклучуваат H 2 O молекули, H + или OH – јони, во зависност од природата на медиумот:

в) да се изедначи вкупниот број на полнежи во двата дела на полуреакции; За да го направите ова, додадете или одземете го потребниот број на електрони на левата страна на полуреакции (баланс на полнење).

6. Најдете го најмалиот заеднички множител (LCM) од бројот на дадени и примени електрони.

7. Најдете ги главните коефициенти за секоја полуреакција. За да го направите ова, поделете го бројот добиен во чекор 6 (LCM) со бројот на електрони што се појавуваат во оваа полу-реакција.

8. Помножете ги полуреакциите со добиените главни коефициенти, соберете ги: левата страна со левата, десната страна со десната (добијте ја јонско-молекуларната равенка на реакцијата). Доколку е потребно, „намалете ги сличните“ јони, земајќи ја предвид интеракцијата помеѓу водородните јони и јоните на хидроксид: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Подреди ги коефициентите во молекуларната равенка на реакцијата.

10. Спроведете проверка за честички кои не се вклучени во ORR, исклучени од целосната јонско-молекуларна шема (клаузула 3). Доколку е потребно, коефициентите за нив се наоѓаат со селекција.

11. Направете конечна проверка на кислородот.

1. Кисела средина.

Шема на молекуларна реакција:

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

Целосна шема на јонско-молекуларна реакција:

K + +MnO +На++БР +2H++SO  Mn 2+ + SO + Na + + НЕ + H 2 O + 2K + + SO .

Кратка шема на јонско-молекуларна реакција:

MnO + БР +2H +  Mn 2+ + NO +H2O

во ред производ во ред производ во ред

За време на реакцијата, оксидационата состојба на Mn се намалува од +7 на +2 (манганот се намалува), па затоа, MnO – оксидирачки агенс Mn 2+ – производ за редукција. Степенот на оксидација на азот се зголемува од +3 на +5 (азотот се оксидира), затоа НЕ – средство за намалување, НЕ – производ на оксидација.

Равенки за половина реакција:

2MnO + 8 Х+ + 5e -  Мн 2+ + 4 Х 2 О- процес на опоравување

10 +7 +(-5) = +2

5 БР + Х 2 О– 2e -  БР + 2 Х+ - процес на оксидација

2MnO + 16H + + 5NO + 5H 2 O = 2Mn 2+ +8H 2 O + 5NO + 1OH + (целосна јонско-молекуларна равенка).

Во целокупната равенка го исклучуваме бројот на идентични честички лоцирани и на левата и на десната страна на еднаквоста (претставуваме слични). Во овој случај, ова се јони H + и H 2 O.

Кратката јонско-молекуларна равенка ќе биде

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

Во молекуларна форма равенката е

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

Ајде да ја провериме рамнотежата за честички што не учествувале во OVR:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO (3 = 3). Кислороден биланс: 30 = 30.

2. Неутрална средина.

Шема на молекуларна реакција:

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

Шема на јонско-молекуларна реакција:

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

Краток јонско-молекуларен дијаграм:

MnO + НЕ + H 2 O  MnO 2 + БР +OH-

во ред производ во ред производ во ред

Равенки за половина реакција:

2MnO + 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH - процес на закрепнување

6 -1 +(-3) = -4

3 БР +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - процес на оксидација

Лекцијата ја испитува суштината на редокс реакциите и нивната разлика од реакциите на јонска размена. Објаснети се промените во оксидационите состојби на оксидирачкиот агенс и на редукционото средство. Воведен е концептот на електронска рамнотежа.

Тема: Редокс реакции

Лекција: Редокс реакции

Размислете за реакцијата на магнезиум со кислород. Ајде да ја запишеме равенката на оваа реакција и да ги распоредиме вредностите на оксидационите состојби на атомите на елементите:

Како што може да се види, атомите на магнезиум и кислород во почетните материјали и производите на реакцијата имаат различни состојби на оксидација. Дозволете ни да запишеме дијаграми на процесите на оксидација и редукција што се случуваат со атомите на магнезиум и кислород.

Пред реакцијата, атомите на магнезиум имале состојба на оксидација нула, по реакцијата - +2. Така, атомот на магнезиум изгубил 2 електрони:

Магнезиумот донира електрони и самиот се оксидира, што значи дека е редуцирачки агенс.

Пред реакцијата, оксидационата состојба на кислородот била нула, а по реакцијата станала -2. Така, атомот на кислород додаде 2 електрони на себе:

Кислородот прифаќа електрони и самиот се намалува, што значи дека е оксидирачки агенс.

Ајде да го запишеме општа шемаоксидација и редукција:

Бројот на дадени електрони е еднаков на бројот на добиени електрони. Електронската рамнотежа се одржува.

ВО редокс реакциисе случуваат процеси на оксидација и редукција, што значи дека се менуваат оксидационите состојби хемиски елементи. Ова е белег редокс реакции.

Редокс реакции се реакции во кои хемиските елементи ја менуваат својата оксидациска состојба

Ајде да погледнеме конкретни примери за тоа како да се разликува реакцијата на редокс од другите реакции.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

За да се каже дали реакцијата е редокс, неопходно е да се доделат вредностите на состојбите на оксидација на атомите на хемиските елементи.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Ве молиме имајте предвид дека состојбите на оксидација на сите хемиски елементи лево и десно од знакот за еднаквост остануваат непроменети. Ова значи дека оваа реакција не е редокс.

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

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

Како резултат на оваа реакција, оксидационите состојби на јаглеродот и кислородот се променија. Покрај тоа, јаглеродот ја зголемил својата оксидациска состојба, а кислородот се намалил. Ајде да ги запишеме шемите за оксидација и редукција:

C -8e = C - процес на оксидација

О +2е = О - процес на обновување

Така што бројот на дадени електрони е еднаков на бројот на примени електрони, т.е. се почитуваат електронски биланс, потребно е да се помножи втората полуреакција со фактор 4:

C -8e = C - редукционо средство, оксидира

O +2e = O 4 оксидирачки агенс, редуциран

Оксидирачкиот агенс прифаќа електрони за време на реакцијата, намалувајќи ја неговата оксидациска состојба, се намалува.

Редуцирачкиот агенс се откажува од електроните за време на реакцијата, зголемувајќи ја неговата оксидациска состојба, се оксидира.

1. Микитијук А.Д. Збирка проблеми и вежби по хемија. 8-11 одделение / А.Д. Микитјук. - М.: Издавачка куќа. „Испит“, 2009. (стр.67)

2. Оржековски П.А. Хемија: 9-то одделение: учебник. за општо образование основање / П.А. Оржековски, Л.М. Мешчерјакова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрол, 2007. (§22)

3. Руџитис Г.Е. Хемија: неоргански. хемијата. Орган. хемија: учебник. за 9-то одделение. / Г.Е. Руџитис, Ф.Г. Фелдман. - М.: Образование, OJSC „Московски учебници“, 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Збирка проблеми и вежби по хемија за средно училиште. - М.: РИА „Нов бран“: Издавач Умеренков, 2008. (стр.54-55)

5. Енциклопедија за деца. Том 17. Хемија / Поглавје. ед. В.А. Володин, Вед. научни ед. И. Ленсон. - М.: Аванта+, 2003. (стр. 70-77)

Дополнителни веб-ресурси

1. Единствена колекција на дигитални образовни ресурси(видео експерименти на темата) ().

2. Унифицирана колекција на дигитални образовни ресурси (интерактивни задачи на темата) ().

3. Електронска верзијасписание „Хемија и живот“ ().

Домашна задача

1. Бр.10.40 - 10.42 од „Зборник задачи и вежби по хемија за гимназија“ од И.Г. Хомченко, второ издание, 2008 година

2. Учеството во реакцијата на едноставни материи е сигурен знак за редокс реакција. Објаснете зошто. Напишете ги равенките за реакциите на соединение, супституција и распаѓање кои вклучуваат кислород O 2 .

Редокс реакциите се нарекуваат реакции како резултат на кои хемиските елементи во интеракција ја менуваат својата оксидациска состојба со пренесување на нивните, или обратно, со додавање странски електрони. Разгледување теоретски основии одлука практични проблемиво областа на редокс реакции значајно место е посветено на курсот општа хемијасредно училиште. Многу е важно учениците да ги совладаат вештините за решавање на редокс реакции.

Како да се решат реакциите на редокс
Решението на равенките на редокс реакции зависи од првичните податоци и од задачата што се наоѓа на располагање. Најчесто задачите се сведуваат на определување на формулата на реакционите продукти врз основа на оксидационите состојби на вклучените елементи и изедначување на двете страни од равенката врз основа на коефициентите избрани врз основа на методот на електронска рамнотежа.

1. Решавањето на овој тип равенки е невозможно без јасно разбирање на основните поими и дефиниции. Зборувавме за нив во написи за тоа како да се одреди оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс и како да се најде оксидационата состојба на елементот.
   
2. Ако, според условите на проблемот, хемиската формула на производот на реакцијата ви е непозната, тогаш утврдете ја сами, земајќи ги предвид оксидационите состојби на елементите што комуницираат. Ајде да го разгледаме ова користејќи го примерот на оксидација на железо.
   

   Fe + O 2 → FeO

   
   
3. Железото, во интеракција со молекули на кислород, се формира хемиско соединениенаречен оксид. Дозволете ни да ги доделиме состојбите на оксидација за хемиските елементи кои учествуваат во реакцијата и за истите елементи, но веќе вклучени во производот на реакцијата.
   

   Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2

   
   
4. Од дијаграмот на реакцијата е јасно дека оваа реакција е редокс, бидејќи состојбата на оксидација е променета за двете супстанции што учествуваат во неа: и железото и кислородот.
   
5. Железото добива полнеж од +3, затоа се откажува од три електрони и е редукционо средство за кислородот, кој добива полнеж од -2, па затоа прифаќа два електрони.
   

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

   
   
6. За да може хемиската формула на железен оксид да добие правилна форма, потребно е правилно да се постават индексите за даден производ на реакција. Ова се прави со наоѓање на најмал заеднички множител. Откриваме дека помеѓу 3 и 2 најмалиот заеднички множител е 6. Индексите ги одредуваме на следниов начин: поделете го најмалиот заеднички множител со оксидационата состојба на секој елемент и запишете го во формулата. Како резултат добиваме правилна формулажелезен оксид.
   

   Fe + O 2 → Fe 2 O 3

   
   
7. Сега колото мора да се провери со помош на методот на електронска рамнотежа и, доколку е потребно, неговите леви и десни делови мора да се изедначат. Како што може да се види од став 5, железото дава три електрони, а молекулата на кислород прифаќа четири електрони. Очигледно, шемата за реакција треба да се изедначи со помош на коефициенти.
   
8. Изборот на коефициентите се врши и со определување на најмал заеднички множител на примените и пренесените електрони.
   

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

   
   

   Во нашиот пример, заедничкиот множител (CMM) помеѓу електроните кои учествуваат во реакцијата ќе биде еднаков на 12. Коефициентите ги добиваме со делење на CCM со бројот на електрони и ги пренесуваме во равенката.
   

   4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3

   
   
9. За целосно одржување на електронската рамнотежа, останува да се постави коефициент 2 на десната страна.

   4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3

   
   
10. Да провериме дали се исполнети условите за електронско салдо.
    

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

    
    

    Бројот на електрони донирани од железо беше еднаков на бројот прифатен од кислородот и изнесуваше 12. Следствено, електронската рамнотежа беше постигната со избирање коефициенти.

Не дозволувајте простатата од примерот погоре да ве збуни. Главната работа е да го разберете принципот на решавање на редокс реакции и ќе можете да решите потешки проблеми. Главната работа е да го следите следниов алгоритам.

• Запишете го дијаграмот со равенки и означете ги состојбите на оксидација на елементите.
• Одреди го точното хемиска формулапроизвод на реакција врз основа на оксидационите состојби на неговите составни елементи.
• Изберете индекси за елементите на формулата на готовата супстанција.
• Определете кои елементи ја промениле нивната оксидациска состојба, кои од нив дејствувале како оксидирачки агенс и кои делувале како редукционо средство.
• Наведете ги елементите што ја промениле нивната оксидациска состојба и одреди колку електрони даде или прими секој од нив.
• Определете ги коефициентите што треба да се постават за да се исполни условот за електронско салдо.
• Запишете ја равенката на реакцијата во конечна форма со доделените коефициенти.

Најголема тешкотија во решавањето на редокс реакциите може да биде одредувањето на формулата на производот или производите на реакцијата. Дури и искусните хемичари во некои случаи не можат да предвидат како супстанциите ќе комуницираат без лабораториски експерименти. Затоа, во училишен курсхемија за елементи кои влегуваат во сложени интеракции, најчесто се веќе дадени точните формули на готовиот производ и се што е потребно да се реши е да се изедначи реакцијата.

Реакции на оксидација-редукција (ORR)- реакции придружени со додавање или губење на електрони или прераспределба на густината на електроните на атомите (промена на оксидационата состојба).

Фази на OVR

Оксидација- донирање на електрони од атоми, молекули или јони. Како резултат на тоа, состојбата на оксидација се зголемува. Редуцирачките агенси се откажуваат од електроните.

Закрепнување- додавање на електрони. Како резултат на тоа, состојбата на оксидација се намалува. Оксидирачките агенси прифаќаат електрони.

OVR- поврзан процес: ако има редукција, тогаш има оксидација.

Правила за OVR

Еквивалентна размена на електрони и атомска рамнотежа.

Кисела средина

Во кисела средина, ослободените јони на оксид се врзуваат со протоните за да формираат молекули на вода; исчезнатите оксидни јони се снабдуваат од молекулите на водата, а потоа протоните се ослободуваат од нив.

Онаму каде што нема доволно атоми на кислород, пишуваме онолку молекули на вода колку што нема доволно јони на оксид.

Сулфурот во калиум сулфитот има состојба на оксидација од +4, манганот во калиум перманганат има состојба на оксидација од +7, сулфурна киселина- реакциона средина.
Манаганот во највисока состојба на оксидација е оксидирачки агенс, затоа, калиум сулфитот е редукционо средство.

Забелешка: +4 е средна оксидациска состојба за сулфурот, така што може да дејствува и како редукционо и како оксидирачко средство. Со силни оксидирачки агенси (перманганат, дихромат), сулфитот е редукционо средство (оксидирано до сулфат со силни редукциони агенси (халогениди, халкогениди), сулфитот е оксидирачки агенс (редуциран до сулфур или сулфид).

Сулфурот оди од состојба на оксидација +4 до +6 - сулфитот се оксидира во сулфат. Манганот оди од состојба на оксидација +7 до +2 (кисела средина) - перманганатниот јон се намалува на Mn 2+.

2. Состави полуреакции.Изедначување на манган: 4 јони на оксид се ослободуваат од перманганат, кои се врзани со водородни јони (кисела средина) во молекулите на водата. Така, 4 јони на оксид се врзуваат за 8 протони во 4 молекули на вода.

Со други зборови, недостасуваат 4 кислород на десната страна на равенката, така што запишуваме 4 молекули на вода, а 8 протони на левата страна од равенката.

Седум минус два е плус пет електрони. Можете да изедначите со вкупно полнење: на левата страна од равенката има осум протони минус еден перманганат = 7+, на десната страна има манган со полнење 2+, водата е електрично неутрална. Седум минус два е плус пет електрони. Се е изедначено.

Изедначување на сулфурот: исчезнатиот оксид на јон на левата страна од равенката се снабдува со молекула на вода, која последователно ослободува два протони на десната страна.
Лево полнењето е 2-, десно е 0 (-2+2). Минус два електрони.

Помножете ја горната полуреакција со 2, долната полуреакција со 5.

Ги намалуваме протоните и водата.

Сулфатните јони се врзуваат за јоните на калиум и манган.

Алкална средина

Во алкална средина, ослободените јони на оксид се врзуваат со молекули на вода, формирајќи јони на хидроксид (OH - групи). Оксидните јони што недостасуваат се снабдуваат со хидроксо групи, кои мора да се земаат двојно повеќе.

Онаму каде што нема доволно оксидни јони, пишуваме хидроксо групи 2 пати повеќе од она што недостасува, од друга страна - вода.

Пример. Користејќи го методот на електронска рамнотежа, креирајте равенка за реакција, определете го оксидирачкиот агенс и редукционото средство:

Одредете го степенот на оксидација:

Бизмут (III) со силни оксидирачки агенси (на пример, Cl 2) во алкална средина покажува ресторативни својства(оксидира до бизмут V):

Бидејќи на левата страна од равенката нема доволно 3 кислороди за рамнотежа, пишуваме 6 хидроксо групи, а на десната - 3 води.

Конечна равенкареакции:

Неутрална средина

Во неутрална средина, ослободените јони на оксид се врзани со молекули на вода за да формираат јони на хидроксид (OH - групи). Оксидните јони што недостасуваат се снабдуваат од молекулите на водата. Од нив се ослободуваат јони H +.

Користејќи го методот на електронска рамнотежа, креирајте равенка за реакција, определете го оксидирачкиот агенс и редукционото средство:

1. Одредете ја оксидациската состојба:сулфурот во калиум персулфат има состојба на оксидација од +7 (тој е оксидирачки агенс, бидејќи е највисока оксидациска состојба), бром во калиум бромид има состојба на оксидација од -1 (тоа е редукционо средство, бидејќи е најниско состојба на оксидација), водата е медиум за реакција.

Сулфурот оди од состојба на оксидација +7 до +6 - персулфатот се намалува во сулфат. Бром оди од состојба на оксидација -1 до 0 - јон на броми се оксидира во бром.

2. Состави полуреакции.Ние изедначуваме сулфур (коефициент 2 пред сулфат). Равенка на кислород.
На левата страна има полнење 2-, на десната страна има полнење 4-, прикачени се 2 електрони, па пишуваме +2

Бромот го изедначуваме (коефициент 2 пред бромидниот јон). На левата страна полнењето е 2-, на десната страна полнењето е 0, се дадени 2 електрони, па запишуваме -2

3. Збирна равенка на електронската рамнотежа.

4. Равенка за финална реакција:Сулфатните јони се комбинираат со јоните на калиум за да формираат калиум сулфат, фактор 2 пред KBr и пред K2SO4. Водата се покажа како непотребна - ставете ја во квадратни загради.

OVR класификација

1. Оксидирачко средство и средство за редукција- различни супстанции
2. Самооксидирачки агенси, саморедуцирачки агенси (несразмерност, дисмутација). Елемент во средна оксидациона состојба.
3. Оксидирачко средство или средство за намалување - медиум за процесот
4. Интрамолекуларна оксидација-редукција. Истата супстанција содржи оксидирачки агенс и редукционо средство.
   Цврста фаза, реакции на висока температура.

Квантитативни карактеристики на ORR

Стандарден редокс потенцијал, Е 0 - електродниот потенцијалво однос на стандардниот водороден потенцијал. Повеќе за.

За да се подложи на ORR, неопходно е потенцијалната разлика да биде поголема од нула, односно потенцијалот на оксидирачкиот агенс мора да биде поголем од потенцијалот на редукционото средство:

,

На пример:

Колку е помал потенцијалот, толку е посилен редукциониот агенс; колку е поголем потенцијалот, толку е посилен оксидирачкиот агенс.
Оксидирачките својства се посилни во кисела средина, додека редуцирачките својства се посилни во алкална средина.