Powrót do przodu

Uwaga! Podglądy slajdów służą wyłącznie celom informacyjnym i mogą nie odzwierciedlać wszystkich funkcji prezentacji. Jeśli jesteś zainteresowany tą pracą, pobierz pełną wersję.

Podręcznik: Rudzitis G.E., Feldman F.G. Chemia: podręcznik dla 9. klasy instytucji edukacyjnych / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. – wyd. 12. – M.: Edukacja, OJSC „Podręczniki moskiewskie”, 2009. – 191 s.

Cel: kształtowanie wiedzy uczniów na temat procesów redoks i ich mechanizmu

Oczekiwane rezultaty

Temat:

W trakcie pracy studenci

nabędzie

  • umiejętność obiektywnej analizy i oceny sytuacje życiowe związanych z chemią, umiejętności bezpiecznego obchodzenia się z substancjami stosowanymi w Życie codzienne; umiejętność analizowania i planowania zachowań przyjaznych środowisku w celu zachowania zdrowia i zdrowia środowisko
  • umiejętność ustalenia powiązań pomiędzy faktycznie obserwowanymi zjawiska chemiczne i procesy, wyjaśniać przyczyny różnorodności substancji, zależność właściwości substancji od ich struktury;

opanować naukowe podejście do sporządzania równań reakcji redoks

Metatemat

W trakcie pracy studenci będzie w stanie

  • definiować pojęcia, tworzyć uogólnienia, ustalać analogie, klasyfikować, samodzielnie dobierać podstawy i kryteria klasyfikacji, ustalać związki przyczynowo-skutkowe, budować logiczne rozumowanie, wnioskować (indukcyjnie, dedukcyjnie i przez analogię) oraz wyciągać wnioski;
  • tworzyć, stosować i przekształcać znaki i symbole, modele i diagramy w celu rozwiązywania problemów edukacyjnych i poznawczych;
  • stosować myślenie ekologiczne w praktyce poznawczej, komunikacyjnej, społecznej i poradnictwie zawodowym

Osobisty

W trakcie pracy studenci nabędzie

  • podstawy kultury ekologicznej odpowiadające współczesnemu poziomowi myślenia ekologicznego, doświadczenie proekologicznego działania refleksyjno-oceniającego i praktycznego w sytuacjach życiowych;

2.1. Reakcja chemiczna. Warunki i oznaki wycieku reakcje chemiczne. Równania chemiczne.

2.2. Klasyfikacja reakcji chemicznych ze względu na zmiany stopni utlenienia pierwiastków chemicznych

2.6. Utleniający- reakcje redukcji. Utleniacz i reduktor.

Umiejętności i czynności sprawdzone przez KIM GIA

Wiedzieć/rozumieć

  • symbole chemiczne: wzory substancji chemicznych, równania reakcji chemicznych
  • najważniejsze pojęcia chemiczne: stopień utlenienia, utleniacz i reduktor, utlenianie i redukcja, główne typy reakcji w chemii nieorganicznej

1.2.1. charakterystyczne cechy najważniejsze pojęcia chemiczne

1.2.2. o istnieniu zależności pomiędzy najważniejszymi pojęciami chemicznymi

Komponować

2.5.3. równania reakcji chemicznych.

Forma realizacji: lekcja z wykorzystaniem technologii ICT, obejmująca sparowane, indywidualne formy organizacji zajęć edukacyjno-poznawczych uczniów.

Czas trwania sesji treningowej: 45 minut.

Stosowanie technologie pedagogiczne: heurystyczna metoda uczenia się, uczenie się oparte na współpracy

Podczas zajęć

I. Problematyzacja, aktualizacja, motywacja – 10 min.

Rozmowa frontalna

  • Co to są atomy i jony.
  • Jaka jest różnica?
  • Czym są elektrony?
  • Co to jest stopień utlenienia?
  • Jak oblicza się stopień utlenienia?

Uczniowie proszeni są o umieszczenie na tablicy stopni utlenienia następujących substancji:

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, CaSO4,

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

II. Nauka nowego materiału. Wyjaśnienie nauczyciela. 15 minut.

Podstawowe pojęcia (slajd 2):

Reakcje redoks- są to reakcje, w których zmieniają się stopnie utlenienia dwóch pierwiastków, z których jeden jest reduktorem, a drugi utleniaczem

Środek redukujący- jest to pierwiastek, który podczas reakcji oddaje elektrony i sam ulega utlenieniu

Utleniacz- jest to pierwiastek, który podczas reakcji przyjmuje elektrony i sam ulega redukcji

Zasady układania równań redoks(slajd 3)

1. Zapisz równanie reakcji (slajd 4).

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

2. Uporządkujmy stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków

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. Zaznaczmy pierwiastki, które zmieniły swój stopień utlenienia

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

Widzimy, że w wyniku reakcji zmieniły się stopnie utlenienia dwóch pierwiastków -

  • siarka (S) całkowicie się zmienił (od – 2 zanim 0 )
  • azot (N) częściowo zmieniony (od +5 zanim +2 uległy zmianie), część pozostała +5

4. Zapiszmy te pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia i pokażmy przejście elektronów (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. Skompilujmy wagę elektroniczną i znajdźmy współczynniki

6. Podstawiamy do równania współczynniki znajdujące się w wadze (współczynniki ustala się dla substancji, których pierwiastki zmieniły stopień utlenienia) (slajd 6).

CuS-2 +HN +5O3 -> Cu(N +5O3)2+ 3 S0+ 2 N+2O+H2O

7. Dostarczmy brakujące współczynniki metodą wyrównawczą

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

8. Korzystając z tlenu, sprawdźmy poprawność równania (slajd 7).

Przed reakcją tlenu 24 atomy = Po reakcji tlenu 24 atomy

9. Identyfikować utleniacz i reduktor oraz procesy - utlenianie i redukcja

S-2 (w CuS) jest środkiem redukującym, ponieważ oddaje elektrony

N +5 (w HNO 3) jest środkiem utleniającym, ponieważ oddaje elektrony

III. Utrwalenie badanego materiału (25 min)

Uczniowie proszeni są o wykonanie zadania w parach.

Zadanie 1. 10 min. (slajd 8)

Studenci proszeni są o utworzenie równania reakcji zgodnie z algorytmem.

Mg+H2SO4 -> MgSO4 + H2S + H2O

Sprawdzanie pracy

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

Przejście tj – Liczba elektronów NOC Szanse
2 4
1

Zadanie 2. 15 min. (slajdy 9, 10)

Studenci proszeni są o uzupełnienie test(W parach). Elementy testowe są sprawdzane i sortowane na tablicy.

Pytanie nr 1

Które równanie odpowiada reakcji redoks?

  1. CaCO3 = CaO + CO2
  2. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
  3. Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
  4. Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2 NaHCO 3

Pytanie nr 2

W równaniu reakcji 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3 współczynnik przed wzorem na środek redukujący jest równy

Pytanie nr 3

W równaniu reakcji 5Ca + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O środkiem utleniającym jest

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

Pytanie nr 4

Który z proponowanych schematów będzie odpowiadał reduktorowi

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

Pytanie nr 5

W równaniu reakcji 2SO 2 + O 2 -> 2 siarka SO3

  1. utlenia się
  2. jest przywracany
  3. ani utlenione, ani zredukowane
  4. zarówno utlenia, jak i redukuje

Pytanie nr 6

Który pierwiastek jest reduktorem w równaniu reakcji

2KClO3 -> 2KCl + 3O2

  1. potas
  2. tlen
  3. wodór

Pytanie nr 7

Schemat Br -1 -> Br +5 odpowiada elementowi

  1. Środek utleniający
  2. restaurator
  3. zarówno utleniacza, jak i reduktora

Pytanie nr 8

Kwas solny jest środkiem redukującym w reakcji

  1. PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
  2. Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
  3. PbO + 2HCl = PbCl2 + H2O
  4. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl+ CO2 + H2O

Odpowiedzi na pytania testowe.

numer pytania 1 2 3 4 5 6 7 8
odpowiedź 3 1 3 2 1 3 2 1

Praca domowa: paragraf 5 przykł. 6,7,8 s. 22 (podręcznik).

Reakcje, podczas których pierwiastki tworzące reagujące substancje zmieniają stopień utlenienia, nazywane są utlenianiem-redukcją (ORR).

Stan utlenienia. Aby scharakteryzować stan pierwiastków w związkach, wprowadzono pojęcie stopnia utlenienia. Stopień utlenienia (s.o.) to ładunek warunkowy przypisany atomowi przy założeniu, że wszystkie wiązania w cząsteczce lub jonie są skrajnie spolaryzowane. Stopień utlenienia pierwiastka w cząsteczce substancji lub jonu definiuje się jako liczbę elektronów przesuniętych z atomu danego pierwiastka (dodatni stopień utlenienia) lub do atomu danego pierwiastka (ujemny stopień utlenienia). Aby obliczyć stopień utlenienia pierwiastka w związku, należy skorzystać z następujących przepisów (zasad):

1. Stan utlenienia pierwiastków w proste substancje ach, w metalach w stanie elementarnym, w związkach z wiązaniami niepolarnymi są równe zeru. Przykładami takich związków są N 2 0, H 2 0, Cl 2 0, I 2 0, Mg 0, Fe 0 itp.

2. W substancjach złożonych pierwiastki o wyższej elektroujemności mają ujemny stopień utlenienia.

Ponieważ podczas tworzenia wiązania chemicznego elektrony są przemieszczane do atomów pierwiastków bardziej elektroujemnych, te ostatnie mają w związkach ujemny stopień utlenienia.

O-2 kl O -2 N + Pierwiastek EO

W niektórych przypadkach stopień utlenienia pierwiastka pokrywa się liczbowo z wartościowością (B) pierwiastka to połączenie, jak na przykład w HClO 4.

Poniższe przykłady pokazują, że stopień utlenienia i wartościowość pierwiastka mogą zmieniać się liczbowo:

N ≡ N ≡ (N) = 3; więc (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 so.o (O) = -2

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

3. Istnieją wyższe, niższe i pośrednie stopnie utlenienia.

Najwyższy stopień utlenienia– to jest jego największa wartość dodatnia. Najwyższy stopień utlenienia jest zwykle równy numerowi grupy (N) układ okresowy, w którym znajduje się element. Przykładowo dla pierwiastków okresu III jest to: Na +2, Mg +2, AI +3, Si +4, P +5, S +6, CI +7. Wyjątkiem są fluor, tlen, hel, neon, argon, a także pierwiastki z podgrupy kobaltu i niklu: ich najwyższy stopień utlenienia wyraża się liczbą, której wartość jest mniejsza niż liczba grupy, do której należą. Przeciwnie, w przypadku elementów podgrupy miedzi najwyższy stopień utlenienie jest większe niż jeden, choć należą do grupy I.

Najniższy stopień utlenianie zależy od liczby elektronów brakujących do stanu stabilnego atomu ns 2 nр 6. Najniższy stopień utlenienia niemetali to (N-8), gdzie N jest numerem grupy układu okresowego, w której znajduje się pierwiastek. Na przykład dla niemetali III okresu jest to: Si -4, P -3, S -2, CI ˉ. Najniższy stopień utlenienia metali to ich najniższa możliwa wartość dodatnia. Na przykład mangan ma następujące stopnie utlenienia: Mn +2, Mn +4, Mn +6, Mn +7; d.o.=+2 to najniższy stopień utlenienia manganu.

Wszystkie inne występujące stany utlenienia pierwiastka nazywane są pośrednimi. Na przykład dla siarki stopień utlenienia +4 jest pośredni.

4. Szereg pierwiastków wykazuje stały stopień utlenienia w związkach złożonych:

a) metale alkaliczne – (+1);

b) metale drugiej grupy obu podgrup (z wyjątkiem Нg) – (+2); rtęć może wykazywać stopnie utlenienia (+1) i (+2);

c) metale trzeciej grupy, głównej podgrupy – (+3), z wyjątkiem Tl, które mogą wykazywać stopnie utlenienia (+1) i (+3);

e) H +, z wyjątkiem wodorków metali (NaH, CaH2 itp.), których stopień utlenienia wynosi (-1);

f) O -2, z wyjątkiem nadtlenków pierwiastków (H 2 O 2, CaO 2 itp.), gdzie stopień utlenienia tlenu wynosi (-1), ponadtlenki pierwiastków

(KO 2, NaO 2 itp.), w którym jego stopień utlenienia wynosi – ½, fluor

tlen ОF 2.

5. Większość pierwiastków może wykazywać różne stopnie utlenienia w związkach. Określając stopień utlenienia, stosują regułę, według której suma stopni utlenienia pierwiastków w cząsteczkach elektrycznie obojętnych jest równa zeru, a w jonach złożonych - ładunek tych jonów.

Jako przykład obliczmy stopień utlenienia fosforu w kwasie ortofosforowym H 3 PO 4. Suma wszystkich stopni utlenienia w związku musi być równa zeru, dlatego oznaczamy stopień utlenienia fosforu przez X i mnożąc znane stopnie utlenienia wodoru (+1) i tlenu (-2) przez liczbę ich atomów w związku tworzymy równanie: (+1)* 3+X+(-2)*4 = 0, z czego X = +5.

Obliczmy stopień utlenienia chromu w jonie dwuchromianowym (Cr 2 O 7) 2-.

Suma wszystkich stopni utlenienia w jonie kompleksowym musi być równa (-2), dlatego oznaczmy stopień utlenienia chromu przez X i utwórz równanie 2X + (-2)*7 = -2, skąd X = + 6.

Pojęcie stopnia utlenienia dla większości związków jest warunkowe, ponieważ nie odzwierciedla rzeczywistego efektywnego ładunku atomu. W prostych związkach jonowych stopień utlenienia ich pierwiastków składowych jest równy ładunek elektryczny, ponieważ podczas tworzenia tych związków następuje prawie całkowite przeniesienie elektronów z jednego

1 -1 +2 -1 +3 -1

atom do drugiego: NaI, MgCI 2, AIF 3. W przypadku związku z polarnym wiązaniem kowalencyjnym rzeczywisty ładunek efektywny jest mniejszy niż stopień utlenienia, ale koncepcja ta jest bardzo szeroko stosowana w chemii.

Główne postanowienia teorii OVR:

1. Utlenianie to proces oddawania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon. Cząstki oddające elektrony nazywane są cząsteczkami środki redukujące; podczas reakcji ulegają utlenieniu, tworząc produkt utleniania. W tym przypadku pierwiastki biorące udział w utlenianiu zwiększają swój stopień utlenienia. Na przykład:

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

Fe 2+ - e -  Fe 3+

2. Powrót do zdrowia to proces dodawania elektronów do atomu, cząsteczki lub jonu. Cząstki, które zyskują elektrony, nazywane są cząstkami utleniacze; podczas reakcji ulegają redukcji, tworząc produkt redukcji. W tym przypadku pierwiastki biorące udział w redukcji zmniejszają swój stopień utlenienia. Na przykład:

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+

3. Substancje zawierające cząstki redukujące lub utleniające nazywane są odpowiednio środki redukujące lub utleniacze. Na przykład FeCl 2 jest środkiem redukującym ze względu na Fe 2+, a FeCl 3 jest środkiem utleniającym ze względu na Fe 3+.

4. Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja i odwrotnie, redukcja zawsze wiąże się z utlenianiem. Zatem ORR reprezentuje jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji

5. Liczba elektronów oddanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów przyjętych przez środek utleniający.

Tworzenie równań reakcji redoks. Na ostatniej regule opierają się dwie metody układania równań dla OVR:

1. Metoda waga elektroniczna.

Tutaj liczbę zyskanych i utraconych elektronów oblicza się na podstawie stopni utlenienia pierwiastków przed i po reakcji. Spójrzmy na najprostszy przykład:

Na0+Cl  Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - utlenianie

1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl - powrót do zdrowia

2Na + Cl2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

Metodę tę stosuje się, jeśli reakcja nie zachodzi w roztworze (w fazie gazowej, reakcja rozkładu termicznego itp.).

2. Metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcji).

Metoda ta uwzględnia środowisko rozwiązania i daje wyobrażenie o naturze cząstek, które faktycznie istnieją i oddziałują w roztworach. Przyjrzyjmy się temu bardziej szczegółowo.

Algorytm doboru współczynników metodą jonowo-elektroniczną:

1. Narysuj schemat molekularny reakcji ze wskazaniem materiałów wyjściowych i produktów reakcji.

2. Sporządzić kompletny schemat reakcji jonowo-molekularnej, zapisując słabe elektrolity, trudno rozpuszczalne, nierozpuszczalne i gazowe substancje w postaci molekularnej oraz mocne elektrolity w postaci jonowej.

3. Po wyłączeniu ze schematu jonowo-molekularnego jonów, które nie zmieniają się w wyniku reakcji (bez uwzględnienia ich ilości), przepisz schemat w krótkiej formie jonowo-molekularnej.

4. Identyfikować pierwiastki, które w wyniku reakcji zmieniają swój stopień utlenienia; znajdź utleniacz, reduktor, produkty redukcji, utlenianie.

5. Sporządź diagramy półreakcji utleniania i redukcji, w tym celu:

a) wskazać środek redukujący i produkt utleniania, środek utleniający i produkt redukcji;

b) wyrównać liczbę atomów każdego pierwiastka po lewej i prawej stronie półreakcji (wykonać bilans po elemencie) w kolejności: pierwiastek zmieniający stopień utlenienia, tlen, inne pierwiastki; warto o tym pamiętać w roztwory wodne reakcje mogą obejmować cząsteczki H 2 O, jony H + lub OH –, w zależności od charakteru ośrodka:

c) wyrównać całkowitą liczbę ładunków w obu częściach reakcji połówkowych; Aby to zrobić, dodaj lub odejmij wymaganą liczbę elektronów po lewej stronie reakcji połówkowych (bilans ładunku).

6. Znajdź najmniejszą wspólną wielokrotność (LCM) liczby elektronów oddanych i odebranych.

7. Znajdź główne współczynniki dla każdej reakcji połówkowej. Aby to zrobić, podziel liczbę uzyskaną w kroku 6 (LCM) przez liczbę elektronów występujących w tej półreakcji.

8. Pomnóż reakcje połówkowe przez otrzymane główne współczynniki, dodaj je: lewa strona z lewą, prawa strona z prawą (otrzymaj jonowo-molekularne równanie reakcji). Jeśli to konieczne, „doprowadź podobne” jony, biorąc pod uwagę oddziaływanie jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych: H + +OH ˉ= H 2 O.

9. Uporządkować współczynniki w równaniu molekularnym reakcji.

10. Przeprowadź kontrolę pod kątem cząstek nieuwzględnionych w ORR, wyłączonych z pełnego schematu jonowo-molekularnego (poz. 3). W razie potrzeby współczynniki dla nich znajdują się poprzez wybór.

11. Wykonaj końcową kontrolę tlenu.

1. Kwaśne środowisko.

Schemat reakcji molekularnej:

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

Pełny schemat reakcji jonowo-molekularnej:

K + +MnO +Na++NIE +2H++SO  Mn 2+ + SO + Nie + + NIE + H2O + 2K + +SO .

Krótki schemat reakcji jonowo-molekularnej:

MnO +NIE +2H +  Mn 2+ + NIE +H2O

ok, produkt ok, produkt ok

Podczas reakcji stopień utlenienia Mn spada z +7 do +2 (redukcja manganu), dlatego MnO – utleniacz, Mn 2+ – produkt redukcji. Stopień utlenienia azotu wzrasta z +3 do +5 (azot ulega utlenieniu), dlatego NO – środek redukujący, NIE – produkt utleniania.

Równania połowy reakcji:

2MnO + 8 H+ + 5e -  Mn 2+ + 4 H 2 O- Proces odzyskiwania

10 +7 +(-5) = +2

5 NIE + H 2 O– 2e -  NIE + 2 H+ - proces utleniania

2MnO + 16H + + 5NO + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO + 1OH + (pełne równanie jonowo-molekularne).

W ogólnym równaniu wykluczamy liczbę identycznych cząstek znajdujących się zarówno po lewej, jak i prawej stronie równości (przedstawiamy podobne). W tym przypadku są to jony H+ i H2O.

Będzie to krótkie równanie jonowo-molekularne

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

W formie molekularnej równanie ma postać

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

Sprawdźmy bilans cząstek, które nie brały udziału w OVR:

K + (2 = 2), Na + (5 = 5), SO (3 = 3). Bilans tlenu: 30 = 30.

2. Neutralne środowisko.

Schemat reakcji molekularnej:

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

Schemat reakcji jonowo-molekularnej:

K++MnO + Nie + + NIE + H 2 O  MnO 2 + Nie + + NIE + K + + O

Krótki schemat jonowo-molekularny:

MnO +NIE + H 2 O  MnO 2 +NIE +OH-

ok, produkt ok, produkt ok

Równania połowy reakcji:

2MnO + 2H 2O+ 3eˉ MnO 2 +4OH -Proces odzyskiwania

6 -1 +(-3) = -4

3 NIE +H 2 O– 2eˉ NO + 2H + - proces utleniania

Lekcja omawia istotę reakcji redoks i ich różnicę w stosunku do reakcji wymiany jonowej. Wyjaśniono zmiany stopni utlenienia środka utleniającego i reduktora. Wprowadzono pojęcie wagi elektronicznej.

Temat: Reakcje redoks

Lekcja: Reakcje redoks

Rozważ reakcję magnezu z tlenem. Zapiszmy równanie tej reakcji i uporządkujmy wartości stopni utlenienia atomów pierwiastków:

Jak widać, atomy magnezu i tlenu w materiałach wyjściowych i produktach reakcji mają różne stopnie utlenienia. Zapiszmy schematy procesów utleniania i redukcji zachodzących z atomami magnezu i tlenu.

Przed reakcją atomy magnezu miały stopień utlenienia zerowy, po reakcji - +2. Zatem atom magnezu stracił 2 elektrony:

Magnez oddaje elektrony i sam ulega utlenieniu, co oznacza, że ​​jest środkiem redukującym.

Przed reakcją stopień utlenienia tlenu wynosił zero, a po reakcji -2. Zatem atom tlenu dodał do siebie 2 elektrony:

Tlen przyjmuje elektrony i sam ulega redukcji, co oznacza, że ​​jest utleniaczem.

Zapiszmy to ogólny schemat utlenianie i redukcja:

Liczba elektronów podanych jest równa liczbie elektronów otrzymanych. Zachowana jest równowaga elektroniczna.

W reakcje redoks zachodzą procesy utleniania i redukcji, co oznacza zmianę stopni utlenienia pierwiastki chemiczne. To jest znak rozpoznawczy reakcje redoks.

Reakcje redoks to reakcje, w których pierwiastki chemiczne zmieniają swój stopień utlenienia

Przyjrzyjmy się konkretnym przykładom, jak odróżnić reakcję redoks od innych reakcji.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Aby stwierdzić, czy reakcja jest redoks, należy przypisać wartości stopni utlenienia atomów pierwiastków chemicznych.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Należy pamiętać, że stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków chemicznych po lewej i prawej stronie znaku równości pozostają niezmienione. Oznacza to, że ta reakcja nie jest redoks.

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

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

W wyniku tej reakcji zmieniły się stopnie utlenienia węgla i tlenu. Ponadto węgiel zwiększył swój stopień utlenienia, a tlen obniżył. Zapiszmy schematy utleniania i redukcji:

C -8e = C - proces utleniania

О +2е = О - proces odzyskiwania

Aby liczba podanych elektronów była równa liczbie elektronów otrzymanych, tj. zgodny z waga elektroniczna, należy pomnożyć drugą reakcję połówkową przez współczynnik 4:

C -8e = C - środek redukujący, utlenia się

O +2e = O 4 utleniacz, zredukowany

Podczas reakcji utleniacz przyjmuje elektrony, obniżając swój stopień utlenienia i ulega redukcji.

Środek redukujący w trakcie reakcji oddaje elektrony, zwiększając stopień utlenienia, ulega utlenieniu.

1. Mikityuk A.D. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii. 8-11 klas / A.D. Mikityuk. - M.: Wydawnictwo. „Egzamin”, 2009. (s.67)

2. Orzhekovsky P.A. Chemia: klasa 9: podręcznik. dla edukacji ogólnej ustanowienie / PA Orżekowski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Chemia: nieorganiczna. chemia. Organ. chemia: podręcznik. dla 9 klasy. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - M.: Edukacja, OJSC „Podręczniki moskiewskie”, 2009. (§5)

4. Chomczenko I.D. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii dla Liceum. - M.: RIA „Nowa fala”: Wydawnictwo Umerenkov, 2008. (s. 54-55)

5. Encyklopedia dla dzieci. Tom 17. Chemia / Rozdział. wyd. VA Wołodin, wed. naukowy wyd. I.Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (s. 70-77)

Dodatkowe zasoby internetowe

1. Pojedyncza kolekcja cyfrowa zasoby edukacyjne(eksperymenty wideo na ten temat) ().

2. Ujednolicony zbiór cyfrowych zasobów edukacyjnych (interaktywne zadania na ten temat) ().

3. Wersja elektroniczna magazyn „Chemia i życie” ().

Praca domowa

1. Nr 10.40 - 10.42 z „Zbioru problemów i ćwiczeń z chemii dla liceum” autorstwa I.G. Chomczenko, wyd. 2, 2008

2. Udział w reakcji prostych substancji jest pewnym znakiem reakcji redoks. Wyjaśnij dlaczego. Napisz równania reakcji związku, podstawienia i rozkładu z udziałem tlenu O 2 .

Reakcje redoks nazywane są reakcjami, w wyniku których oddziałujące pierwiastki chemiczne zmieniają swój stopień utlenienia, przenosząc własne lub odwrotnie, dodając obce elektrony. Namysł podstawy teoretyczne i decyzja problemy praktyczne w dziedzinie reakcji redoks istotne miejsce poświęcono kursowi chemia ogólna Liceum. Bardzo ważne jest, aby uczniowie opanowali umiejętności rozwiązywania reakcji redoks.

Jak rozwiązać reakcje redoks
Rozwiązanie równań reakcji redoks zależy od danych początkowych i zadania. Najczęściej zadania sprowadzają się do ustalenia formuły produktów reakcji na podstawie stopni utlenienia zaangażowanych pierwiastków i wyrównania obu stron równania na podstawie współczynników dobranych na podstawie metody bilansu elektronowego.
  1. Rozwiązanie tego typu równań nie jest możliwe bez jasnego zrozumienia podstawowych pojęć i definicji. Mówiliśmy o nich w artykułach o tym, jak określić środek utleniający i redukujący oraz jak znaleźć stopień utlenienia pierwiastka.
  2. Jeśli, zgodnie z warunkami problemu, wzór chemiczny produktu reakcji nie jest Ci znany, określ go sam, biorąc pod uwagę stany utlenienia oddziałujących pierwiastków. Spójrzmy na to na przykładzie utleniania żelaza.

    Fe + O2 → FeO


  3. Tworzy się żelazo, oddziałując z cząsteczkami tlenu związek chemiczny zwany tlenkiem. Przypiszmy stopnie utlenienia pierwiastkom chemicznym biorącym udział w reakcji i tym samym pierwiastkom, ale już zawartym w produkcie reakcji.

    Fe 0 + O 2 0 → Fe +3 O -2


  4. Ze schematu reakcji jasno wynika, że ​​jest to reakcja redoks, ponieważ stopień utlenienia zmienił się dla obu uczestniczących w niej substancji: zarówno żelaza, jak i tlenu.
  5. Żelazo uzyskuje ładunek +3, oddaje zatem trzy elektrony i jest środkiem redukującym tlen, który uzyskuje ładunek -2, a zatem przyjmuje dwa elektrony.

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


  6. Aby wzór chemiczny tlenku żelaza przyjął właściwą postać, konieczne jest prawidłowe umieszczenie wskaźników dla danego produktu reakcji. Odbywa się to poprzez znalezienie najmniejszej wspólnej wielokrotności. Stwierdzamy, że między 3 a 2 najmniejsza wspólna wielokrotność wynosi 6. Wskaźniki wyznaczamy w następujący sposób: podziel najmniejszą wspólną wielokrotność przez stopień utlenienia każdego pierwiastka i wpisz to we wzorze. W rezultacie otrzymujemy poprawna formuła tlenek żelaza.

    Fe + O 2 → Fe 2 O 3


  7. Teraz należy sprawdzić obwód metodą wagi elektronicznej i w razie potrzeby wyrównać jego lewą i prawą część. Jak widać z akapitu 5, żelazo oddaje trzy elektrony, a cząsteczka tlenu przyjmuje cztery elektrony. Oczywiście schemat reakcji należy wyrównać za pomocą współczynników.
  8. Doboru współczynników dokonuje się także poprzez określenie najmniejszej wspólnej wielokrotności elektronów odebranych i przesłanych.

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


    W naszym przykładzie wspólna wielokrotność (CMM) pomiędzy elektronami biorącymi udział w reakcji będzie równa 12. Współczynniki uzyskujemy dzieląc CCM przez liczbę elektronów i przenosząc je do równania.

    4∙Fe + 3∙O 2 = Fe 2 O 3


  9. Aby w pełni zachować zgodność z wagą elektroniczną, pozostaje ustawić współczynnik 2 po prawej stronie.

    4∙Fe + 3∙O 2 = 2∙Fe 2 O 3


  10. Sprawdźmy, czy spełnione są warunki wagi elektronicznej.

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


    Liczba elektronów oddanych przez żelazo była równa liczbie elektronów przyjętych przez tlen i wyniosła 12. W rezultacie równowagę elektronową osiągnięto poprzez dobór współczynników.

Nie pozwól, aby prostata z powyższego przykładu Cię zmyliła. Najważniejsze jest zrozumienie zasady rozwiązywania reakcji redoks, a będziesz w stanie rozwiązać trudniejsze problemy. Najważniejsze jest przestrzeganie następującego algorytmu.
  • Zapisz schemat równań i wskaż stopnie utlenienia pierwiastków.
  • Określ dokładnie wzór chemiczny produkt reakcji na podstawie stopnia utlenienia jego pierwiastków składowych.
  • Wybierz wskaźniki dla elementów receptury gotowej substancji.
  • Określ, które pierwiastki zmieniły stopień utlenienia, które pełniły rolę utleniacza, a które reduktora.
  • Wymień pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia i określ, ile elektronów każdy z nich oddał, a ile otrzymał.
  • Wyznaczyć współczynniki, jakie należy ustawić, aby warunek wagi elektronicznej był spełniony.
  • Zapisz równanie reakcji w postaci ostatecznej z przypisanymi współczynnikami.
Największą trudnością w rozwiązaniu reakcji redoks może być określenie wzoru produktu lub produktów reakcji. W niektórych przypadkach nawet doświadczeni chemicy nie są w stanie przewidzieć interakcji substancji bez eksperymentów laboratoryjnych. Dlatego w kurs szkolny chemia dla pierwiastków wchodzących w złożone interakcje, najczęściej są już podane dokładne wzory gotowego produktu i jedyne, co trzeba rozwiązać, to wyrównać reakcję.

Reakcje utleniania i redukcji (ORR)- reakcje, którym towarzyszy dodanie lub utrata elektronów lub redystrybucja gęstości elektronów na atomach (zmiana stopnia utlenienia).

Etapy OVR

Utlenianie- oddawanie elektronów przez atomy, cząsteczki lub jony. W rezultacie wzrasta stopień utlenienia. Środki redukujące oddają elektrony.

Powrót do zdrowia- dodanie elektronów. W rezultacie stopień utlenienia maleje. Utleniacze przyjmują elektrony.

OVR- proces sprzężony: jeśli następuje redukcja, to następuje utlenianie.

Regulamin OVR

Równoważna wymiana elektronów i równowaga atomowa.

Kwaśne środowisko

W środowisku kwaśnym uwolnione jony tlenkowe wiążą się z protonami, tworząc cząsteczki wody; brakujące jony tlenkowe są dostarczane przez cząsteczki wody, następnie uwalniane są z nich protony.

Tam, gdzie nie ma wystarczającej liczby atomów tlenu, piszemy tyle cząsteczek wody, ile nie ma wystarczającej liczby jonów tlenkowych.

Siarka w siarczynie potasu ma stopień utlenienia +4, mangan w nadmanganianie potasu ma stopień utlenienia +7, Kwas Siarkowy- środowisko reakcji.
Managan na najwyższym stopniu utlenienia jest utleniaczem, dlatego siarczyn potasu jest reduktorem.

Uwaga: +4 to pośredni stopień utlenienia siarki, zatem może ona działać zarówno jako środek redukujący, jak i utleniający. Przy silnych utleniaczach (nadmanganian, dwuchromian) siarczyn jest reduktorem (utlenionym do siarczanu), przy silnych środkach redukujących (halogenki, chalkogenki) siarczyn jest utleniaczem (zredukowanym do siarki lub siarczku).

Siarka przechodzi ze stopnia utlenienia +4 do +6 - siarczyn utlenia się do siarczanu. Mangan przechodzi ze stopnia utlenienia +7 do +2 (środowisko kwaśne) - jon nadmanganianowy ulega redukcji do Mn 2+.

2. Ułóż reakcje połówkowe. Wyrównanie manganu: Z nadmanganianu uwalniane są 4 jony tlenkowe, które są wiązane przez jony wodoru (środowisko kwaśne) w cząsteczki wody. Zatem 4 jony tlenkowe wiążą się z 8 protonami w 4 cząsteczkach wody.

Innymi słowy, po prawej stronie równania brakuje 4 tlenu, więc po lewej stronie równania zapisujemy 4 cząsteczki wody i 8 protonów.

Siedem minus dwa to plus pięć elektronów. Można wyrównać przez całkowity ładunek: po lewej stronie równania jest osiem protonów minus jeden nadmanganian = 7+, po prawej stronie mangan o ładunku 2+, woda jest elektrycznie obojętna. Siedem minus dwa to plus pięć elektronów. Wszystko jest wyrównane.

Zrównanie siarki: brakujący jon tlenkowy po lewej stronie równania jest dostarczany przez cząsteczkę wody, która następnie uwalnia dwa protony po prawej stronie.
Po lewej stronie ładunek wynosi 2-, po prawej stronie 0 (-2+2). Minus dwa elektrony.

Pomnóż górną półreakcję przez 2, dolną półreakcję przez 5.

Redukujemy protony i wodę.

Jony siarczanowe wiążą się z jonami potasu i manganu.

Środowisko alkaliczne

W środowisku zasadowym uwolnione jony tlenkowe wiążą się z cząsteczkami wody, tworząc jony wodorotlenkowe (grupy OH). Brakujące jony tlenkowe są dostarczane przez grupy hydroksylowe, których należy pobrać dwukrotnie więcej.

Tam, gdzie jonów tlenkowych jest za mało, grup hydroksylowych zapisujemy 2 razy więcej niż tych, których brakuje, natomiast - woda.

Przykład. Korzystając z metody bilansu elektronowego, utwórz równanie reakcji, określ środek utleniający i reduktor:

Określ stopień utlenienia:

Bizmut (III) z silnymi utleniaczami (na przykład Cl 2) w środowisku zasadowym wykazuje właściwości redukujące (utlenia się do bizmutu V):

Ponieważ po lewej stronie równania nie ma wystarczającej liczby 3 tlenu dla równowagi, piszemy 6 grup hydroksylowych, a po prawej - 3 wody.

Ostateczne równanie reakcje:

Neutralne środowisko

W środowisku obojętnym uwolnione jony tlenkowe wiążą się z cząsteczkami wody, tworząc jony wodorotlenkowe (grupy OH). Brakujące jony tlenkowe są dostarczane przez cząsteczki wody. Uwalniają się z nich jony H+.

Korzystając z metody bilansu elektronowego, utwórz równanie reakcji, określ środek utleniający i reduktor:

1. Określ stopień utlenienia: siarka w nadsiarczanie potasu ma stopień utlenienia +7 (jest utleniaczem, ponieważ ma najwyższy stopień utlenienia), brom w bromku potasu ma stopień utlenienia -1 (jest środkiem redukującym, ponieważ ma najniższy stopień utlenienia), medium reakcji jest woda.

Siarka przechodzi ze stopnia utlenienia +7 do +6 - nadsiarczan redukuje się do siarczanu. Brom przechodzi ze stopnia utlenienia -1 do 0 - jon bromkowy utlenia się do bromu.

2. Ułóż reakcje połówkowe. Wyrównujemy siarkę (współczynnik 2 przed siarczanem). Równanie tlenu
Po lewej stronie znajduje się ładunek 2-, po prawej stronie ładunek 4-, dołączone są 2 elektrony, więc piszemy +2

Wyrównujemy brom (współczynnik 2 przed jonem bromkowym). Po lewej stronie ładunek wynosi 2-, po prawej stronie ładunek wynosi 0, podane są 2 elektrony, więc piszemy -2

3. Sumaryczne równanie wagi elektronicznej.

4. Końcowe równanie reakcji: Jony siarczanowe łączą się z jonami potasu, tworząc siarczan potasu, współczynnik 2 przed KBr i przed K2SO4. Woda okazała się zbędna – ujęto ją w nawiasy kwadratowe.

Klasyfikacja OVR

  1. Utleniacz i reduktor- różne substancje
  2. Środki samoutleniające, samoredukujące (dysproporcjonowanie, dysmutacja). Pierwiastek na pośrednim stopniu utlenienia.
  3. Utleniacz lub reduktor – medium dla procesu
  4. Wewnątrzcząsteczkowa redukcja utleniania. Ta sama substancja zawiera środek utleniający i środek redukujący.
    Reakcje w fazie stałej w wysokiej temperaturze.

Ilościowa charakterystyka ORR

Standardowy potencjał redoks, E 0 - potencjał elektrody w stosunku do standardowego potencjału wodoru. Więcej na temat.

Aby przejść ORR, konieczne jest, aby różnica potencjałów była większa od zera, to znaczy potencjał środka utleniającego musi być większy niż potencjał środka redukującego:

,

Na przykład:

Im niższy potencjał, tym silniejszy środek redukujący; im wyższy potencjał, tym silniejszy środek utleniający.
Właściwości utleniające są silniejsze w środowisku kwaśnym, natomiast właściwości redukujące są silniejsze w środowisku zasadowym.