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 ekologii logiczne myślenie, doświadczenie w działaniach refleksyjno-oceniających i praktycznych zorientowanych na środowisko w sytuacjach życiowych;

2.1. Reakcja chemiczna. Warunki i oznaki reakcji chemicznych. 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. Komponujmy waga elektroniczna, 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).

Temat lekcji to „Reakcje utleniania i redukcji”.

Cele:

Edukacyjne: str. 1zapoznanie studentów z nową klasyfikacją reakcji chemicznych bazującą na zmianach stopni utlenienia pierwiastków – reakcjami utleniania-redukcji (ORR).Utwórz koncepcję dotyczącą utleniająco - Naprawczyreakcje chemiczne, polegające na zmianach stopnia utlenienia pierwiastków. Podaj pojęcia „środek utleniający” i „środek redukujący”. Scharakteryzować jedność i ciągłość procesów utleniania i redukcji, nauczyć studentów układania współczynników metodą wagi elektronicznej.

Edukacyjne: str. 1Kontynuuj rozwijanie umiejętności układania równań reakcji chemicznych. Przyczyniają się do poszerzania horyzontów uczniów, rozwijania umiejętności wykorzystania zdobytej wiedzy do wyjaśniania zjawisk otaczającego świata.Kontynuuj rozwój umiejętności logicznego myślenia, analizowania i porównywania.Doskonalenie praktycznych umiejętności pracy ze sprzętem laboratoryjnym i odczynnikami chemicznymi; uzupełnienie wiedzy studentów na temat zasad pracy w laboratorium chemicznym. Rozwijaj umiejętność obserwacji i wyciągania wniosków.

Edukacyjne: od przyczyniają się do tworzenia kultury komunikacja interpersonalna na przykładzie umiejętności wzajemnego słuchania, zadawania sobie pytań, analizowania odpowiedzi towarzyszy, przewidywania rezultatów pracy i oceniania ich pracy.Kształtowanie naukowego światopoglądu studentów i doskonalenie umiejętności pracy.

Typ lekcji: nauka nowego materiału.

Cele dydaktyczne:stworzyć warunki dla świadomości i zrozumienia bloku nowych informacji edukacyjnych.

Forma lekcji: lekcja - dyskusja z elementami nauczania problemowego.

Metody nauczania:wyjaśniający - ilustracyjny, problematyczny, częściowo eksploracyjny.

Podczas zajęć

    Organizowanie czasu.

Podróż w przeszłość:

Nauczyciel: W III wieku p.n.e. na wyspie Rodos zbudowano pomnik w postaci ogromnego posągu Heliosa (Grecy mają Boga Słońca).Wspaniały projekt i doskonałe wykonanie Kolosa z Rodos - jednego z cudów świata - zadziwił wszystkich, którzy go widzieli. (pokazując kolosa na slajdzie). Nie wiemy na pewno, jak posąg wyglądał, ale wiadomo, że był wykonany z brązu i osiągał wysokość około 33 m. Posąg został stworzony przez rzeźbiarza Hareta, budowa trwała 12 lat. Brązowa skorupa została przymocowana do żelaznej ramy. Pusty posąg zaczęto budować od dołu, a w miarę jego wzrostu wypełniano go kamieniami, aby uczynić go bardziej stabilnym. Około 50 lat po ukończeniu budowy Kolos zawalił się. Podczas trzęsienia ziemi pękła na wysokości kolan. Naukowcy uważają, że przyczyną kruchości tego cudu była korozja metalu, na której opiera się proces korozji redoks reakcje.Zapisz w zeszycie temat lekcji: „Oksydacja- Naprawczy reakcje.”

Tak więc dzisiaj na lekcji zapoznamy się z reakcjami redoks i dowiemy się, jaka jest różnica między reakcjami metabolicznymi a reakcjami redoks. Nauczmy się identyfikować środek utleniający i reduktor w reakcjach. Nauczmy się, jak diagramować procesy oddawania i odbierania elektronów.

    Aktualizowanie wiedzy.

Na początek przypomnijmy sobie, czym jest stopień utlenienia i jak określa się stopień utlenienia w substancjach prostych i złożonych.

Stopień utlenienia jest warunkowym ładunkiem atomu w związku. Stopień utlenienia pokrywa się z wartościowością, ale w przeciwieństwie do wartościowości stopień utlenienia jest ujemny.

Zasady określania stopni utlenienia:

1. W wolnych atomach iw proste substancje stopień utlenienia wynosi 0:

Nie, H 2 , N 2 , S, Al, F 2 .

2. Metale we wszystkich związkach mają stopień pozytywny utlenianie (jego maksymalna wartość jest równa numerowi grupy):

a) dla metali z głównej podgrupy grupy I +1;

b) dla metali z głównej podgrupy grupy II +2;

c) aluminium ma +3.

3. W związkach tlen ma stopień utlenienia -2

(wyjątekO +2 F 2 i nadtlenki:H 2 O 2 -1 ; K 2 O 2 -1 ).

4. W związkach z niemetalami wodór ma stopień utlenienia +1, a z metalami -1.

5. W związkach suma stopni utlenienia wszystkich atomów wynosi 0.

H +1 kl -1 H 2 +1 S -2 H 2 +1 S +6 O 4 -2

1 - 1 = 0 (2 1) - 2 = 0 (1 2) + 6 - (2 4) = 0

    Studiowanie nowego tematu.

W ósmej klasie zapoznałeś się z reakcjami łączenia, rozkładu, podstawienia i wymiany.Ta klasyfikacja reakcji chemicznych opiera się na liczbie i składzie substancji wyjściowych i powstałych. Rozważmy reakcje chemiczne z punktu widzenia utleniania (oddawania elektronów) i redukcji (zysku elektronów) atomów pierwiastków. Nad znakami pierwiastki chemiczne Podajmy ich stopnie utlenienia.

Czy w tych reakcjach zmieniły się stopnie utlenienia pierwiastków?

W pierwszym równaniu stopnie utlenienia pierwiastków nie uległy zmianie, natomiast w drugim zmieniły się dla miedzi i żelaza.

Druga reakcja to reakcja redoks.

Reakcje, w wyniku których zmieniają się stopnie utlenienia pierwiastków tworzących reagenty i produkty reakcji, nazywane są reakcjami redoks ( ).

W reakcjach redoks elektrony są przenoszone z jednego atomu, cząsteczki lub jonu na inny. Proces oddawania elektronów nazywa sięutlenianie .

H 2 0 - 2·2H + 2Br - - 2ē Br 2 0 S -2 - 2ē S 0

Proces dodawania elektronów nazywa siępowrót do zdrowia :

Mn +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Kr +6 +3ē Kr +3

Atomy lub jony, które w danej reakcji zyskują elektrony, to:utleniacze i które oddają elektrony -konserwatorzy .

Tworzenie równań reakcji redoks.

Istnieją dwie metody komponowania reakcji redoks - metoda równowagi elektronowej i metoda półreakcji. Tutaj przyjrzymy się.
W tej metodzie porównuje się stany utlenienia atomów w substancjach wyjściowych i produktach reakcji i kierujemy się zasadą: liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów dodanych przez środek utleniający agent.
Aby utworzyć równanie, należy znać wzory reagentów i produktów reakcji. Spójrzmy na tę metodę na przykładzie.

Algorytm zestawiania równań OVR metodą wagi elektronicznej:

    Narysuj schemat reakcji.

Glin + HCl → AlCl 3 + H 2

    Wyznaczać stopnie utlenienia pierwiastków w reagentach i produktach reakcji.

Glin 0 +H +1 kl -1 → Al +3 kl 3 -1 +H 2 0

    Określ, czy reakcja jest redoks, czy zachodzi bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków.

Ta reakcja to OVR

    Podkreśl pierwiastki, których stan utlenienia ulega zmianie.

Glin 0 + H +1 kl -1 → Glin +3 kl 3 -1 + H 2 0

    Określ, który pierwiastek ulega utlenieniu (jego stopień utlenienia wzrasta), a który ulega redukcji (jego stopień utlenienia maleje) podczas reakcji.

Glin 0 → Glin +3 utlenia się

H +1 → H 2 0 jest przywracany

    Po lewej stronie diagramu strzałkami wskaż proces utleniania (przemieszczenie elektronów z atomu pierwiastka) i proces redukcji (przemieszczenie elektronów do atomu pierwiastka)

Glin 0 – 3 ē →Glin +3 proces utleniania

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 Proces odzyskiwania

    Zdefiniuj środek redukujący i utleniacz.

Glin 0 – 3 ē →Glin +3 Środek redukujący

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 utleniacz

    Zrównoważ liczbę elektronów pomiędzy utleniaczem i reduktorem.

    Glin 0 – 3 → Al +3

    2H +1 + 2 ē → H 2 0

    Wyznaczyć współczynniki utleniacza i reduktora, produktów utleniania i redukcji.

    Glin 0 – 3 → Al +3

    x 2

    2H +1 + 2 ē → H 2 0

    x 3

    Umieść współczynniki przed wzorami na utleniacz i reduktor.

2 Al+ 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

    Sprawdź równanie reakcji.

Policzmy liczbę atomów po prawej i lewej stronie; jeśli są równe liczby, wyrównaliśmy równanie.

    Konsolidacja.

№1. Określ stopień utlenienia atomów pierwiastków chemicznych, korzystając ze wzorów ich związków:H 2 S, O 2 , N.H. 3 , HNO 3 , Fe, K 2 Kr 2 O 7

№2. Określ, co dzieje się ze stopniem utlenienia siarki podczas następujących przejść:H 2 S → WIĘC 2 → WIĘC 3

№3. Uporządkować współczynniki w CHR metodą wagi elektronicznej, wskazać procesy utleniania (redukcji), utleniacza (reduktora); zapisz reakcje w postaci pełnej i jonowej:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Są podaneschematrównaniareakcje:
ZUSA + HNO 3 ( rozcieńczony) = Cu(NIE 3 ) 2 + S + NIE + H 2 O

K+H 2 O = KOH + H 2
Uporządkować współczynniki reakcji stosując metodę wagi elektronicznej.
Wskazać substancję - utleniacz i substancję - reduktor.

    Zadanie domowe: s. 1, ćwiczenie 1, 6, s. 7.


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.

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 pierwiastków chemicznych. 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 .

Ministerstwo Edukacji i Nauki Federacji Rosyjskiej

Federalna państwowa budżetowa instytucja edukacyjna wyższej edukacji zawodowej

„Syberyjski Państwowy Uniwersytet Przemysłowy”

Katedra Chemii Ogólnej i Analitycznej

Reakcje redoks

Wytyczne do wykonywania ćwiczeń laboratoryjnych i praktycznych

w dyscyplinach „Chemia”, „Chemia nieorganiczna”,

„Chemia ogólna i nieorganiczna”

Nowokuźnieck

UDC 544.3(07)

Recenzent

Kandydat nauk chemicznych, profesor nadzwyczajny,

głowa Katedra Chemii Fizycznej i TMP SibSIU

sztuczna inteligencja Poszewniewa

O-504 Reakcje redoks: metoda. dekret. / Sib. państwo przemysłowy Uniwersytet; komp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsowa. – Nowokuźnieck: Wydawnictwo. centrum SibGIU 2012. – 41 s.

Podano informacje teoretyczne i przykłady rozwiązywania problemów na temat „Reakcje utleniania i redukcji” w dyscyplinach „Chemia”, „Chemia nieorganiczna”, „Chemia ogólna i nieorganiczna”. Przedstawiono prace laboratoryjne oraz opracowane przez zespół autorów pytania do samokontroli, zadań kontrolnych i testowych do uzupełnienia pracy kontrolnej i samodzielnej.

Przeznaczony dla studentów pierwszego roku wszystkich kierunków kształcenia.

Przedmowa

Wytyczne dla chemii są opracowywane zgodnie z programem dla kierunków technicznych szkolnictwa wyższego. instytucje edukacyjne, przeznaczone są do organizacji samodzielnej pracy na temat „Reakcje utleniania i redukcji”. materiał edukacyjny w godzinach lekcyjnych i pozalekcyjnych.

Samodzielna praca przy studiowaniu tematu „Reakcje utleniania i redukcji” składa się z kilku elementów: przestudiowania materiału teoretycznego, wykonania zadań kontrolnych i testowych zgodnie z niniejszą instrukcją metodyczną oraz indywidualnych konsultacji z nauczycielem.

W wyniku samodzielnej pracy konieczne jest opanowanie podstawowych terminów, definicji, pojęć i opanowanie techniki obliczeń chemicznych. Realizację zadań kontrolnych i testowych należy rozpocząć dopiero po dogłębnym przestudiowaniu materiału teoretycznego i dokładnej analizie przykładów typowych zadań podanych w części teoretycznej.

Autorzy mają taką nadzieję wytyczne pozwoli uczniom nie tylko skutecznie opanować proponowany materiał na temat „Reakcje utleniania i redukcji”, ale także stanie się dla nich przydatny w proces edukacyjny podczas opanowywania dyscyplin „Chemia”, „Chemia nieorganiczna”.

Reakcje redoks Terminy, definicje, pojęcia

Reakcje redoks- są to reakcje, którym towarzyszy przeniesienie elektronów z jednego atomu lub jonu na drugi, innymi słowy są to reakcje, w wyniku których zmieniają się stopnie utlenienia pierwiastków.

Stan utlenienia jest ładunkiem atomu pierwiastka w związku, obliczonym na podstawie warunkowego założenia, że ​​wszystkie wiązania w cząsteczce są jonowe.

Stopień utlenienia jest zwykle oznaczony cyfrą arabską nad symbolem pierwiastka ze znakiem plus lub minus przed liczbą. Na przykład, jeśli wiązanie w cząsteczce HCl jest jonowe, to jony wodoru i chloru z ładunkami (+1) i (–1) zatem
.


Korzystając z powyższych zasad, obliczamy stopnie utlenienia chromu w K 2 Cr 2 O 7, chloru w NaClO, siarki w H 2 SO 4, azotu w NH 4 NO 2:

2(+1) + 2 x + 7(–2) = 0, x = +6;

+1 + x + (–2) = 0, x = +1;

2(+1) + x + 4(–2) = 0, x = +6;

x+4(+1)=+1, y + 2(–2) = –1,

x = –3, y = +3.

Utlenianie i redukcja. Utlenianie to utrata elektronów, powodująca wzrost stopnia utlenienia pierwiastka. Redukcja polega na dodaniu elektronów, co powoduje zmniejszenie stopnia utlenienia pierwiastka.

Procesy utleniania i redukcji są ze sobą ściśle powiązane, ponieważ układ chemiczny może oddać elektrony tylko wtedy, gdy inny układ je doda ( układ redoks). System zdobywania elektronów ( utleniacz) sam ulega redukcji (przekształcaniu w odpowiedni środek redukujący), a układ dostarczający elektrony ( Środek redukujący), sam się utlenia (przekształca się w odpowiedni środek utleniający).

Przykład 1. Rozważ reakcję:

Liczba elektronów oddanych przez atomy środka redukującego (potasu) jest równa liczbie elektronów dodanych przez cząsteczki środka utleniającego (chloru). Dlatego jedna cząsteczka chloru może utlenić dwa atomy potasu. Wyrównując liczbę otrzymanych i oddanych elektronów, otrzymujemy:

Do typowych utleniaczy włączać:

    Substancje elementarne – Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.

    Związki, w których pierwiastki wykazują najwyższy stopień utlenienia (określony numerem grupy) –

    Kation H + i jony metali na najwyższym stopniu utlenienia - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ itp.

Do typowych środków redukujących włączać:

Dualizm redoks.Związki o najwyższym stopniu utlenienia, właściwe dla danego pierwiastka, mogą działać jedynie jako utleniacze w reakcjach redoks; stopień utlenienia pierwiastka może w tym przypadku jedynie się zmniejszyć. Związki o najniższym stopniu utlenienia przeciwnie, mogą to być jedynie środki redukujące; tutaj stopień utlenienia pierwiastka może tylko wzrosnąć. Jeśli pierwiastek znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia, to jego atomy mogą, w zależności od warunków, przyjąć elektrony, pełniąc funkcję utleniacza, lub oddawać elektrony, działając jako środek redukujący.

Na przykład stopień utlenienia azotu w związkach waha się od (– 3) do (+5) (ryc. 1):

Tylko NH3, NH4OH

środki redukujące

HNO3, sole HNO3

tylko utleniacze

Związki o pośrednich stopniach utlenienia azotu mogą działać jako utleniacze, ulegając redukcji do niższych stopni utlenienia, lub jako środki redukujące, utleniając się do wyższych stopni utlenienia

Rysunek 1 – Zmiana stopnia utlenienia azotu

Metoda wagi elektronicznej wyrównywanie reakcji redoks polega na spełnieniu zasady: liczba elektronów oddanych przez wszystkie cząstki środków redukujących jest zawsze równa liczbie elektronów przyłączonych przez wszystkie cząstki utleniaczy w danej reakcji.

Przykład 2. Zilustrujmy metodę wagi elektronicznej na przykładzie utleniania żelaza tlenem:
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – proces utleniania;

O 2 + 4ē = 2O –2 – proces redukcji.

W układzie redukującym (połowa reakcji procesu utleniania) atom żelaza oddaje 3 elektrony (Załącznik A).

W układzie utleniającym (połowa reakcji procesu redukcji) każdy atom tlenu przyjmuje 2 elektrony – łącznie 4 elektrony.

Najmniejsza wspólna wielokrotność dwóch liczb 3 i 4 wynosi 12. Zatem żelazo oddaje 12 elektronów, a tlen przyjmuje 12 elektronów:

Współczynniki 4 i 3, zapisane po lewej stronie reakcji półreakcji podczas sumowania układów, są mnożone przez wszystkie składowe reakcji półreakcji. Ogólne równanie pokazuje ile cząsteczek lub jonów powinno pojawić się w równaniu. Równanie jest poprawne, gdy liczba atomów każdego pierwiastka po obu stronach równania jest taka sama.

Metoda półreakcji służy do wyrównywania reakcji zachodzących w roztworach elektrolitów. W takich przypadkach w reakcjach biorą udział nie tylko utleniacz i reduktor, ale także cząstki ośrodka: cząsteczki wody (H 2 O), jony H + i OH –. Bardziej poprawne jest stosowanie w takich reakcjach układów elektron-jon (reakcje pół). Podczas komponowania półreakcji w roztwory wodne wprowadzić, jeśli to konieczne, cząsteczki H 2 O i jony H + lub OH –, biorąc pod uwagę środowisko reakcji. Słabe elektrolity, trudno rozpuszczalne (Załącznik B) i związki gazowe w układach jonowych są zapisywane w postaci molekularnej (Załącznik C).

Rozważmy jako przykłady oddziaływanie siarczanu potasu i nadmanganianu potasu w środowisku kwaśnym i zasadowym.

Przykład 3. Reakcja pomiędzy siarczanem potasu i nadmanganianem potasu w kwaśnym środowisku:

Wyznaczmy zmianę stopnia utlenienia pierwiastków i wskażmy je w równaniu. Najwyższy stopień utlenianie manganu (+7) w KMnO 4 wskazuje, że KMnO 4 jest środkiem utleniającym. Siarka w związku K 2 SO 3 ma stopień utlenienia (+4) - jest to forma zredukowana w stosunku do siarki (+6) w związku K 2 SO 4. Zatem K2SO3 jest środkiem redukującym. Prawdziwe jony zawierające pierwiastki zmieniające stopień utlenienia i ich początkowe reakcje półreakcyjne przyjmują następującą postać:

Celem dalszych działań jest postawienie w tych półreakcjach znaków równości zamiast strzałek odzwierciedlających możliwy kierunek reakcji. Można tego dokonać, gdy rodzaje pierwiastków, liczba ich atomów i całkowite ładunki wszystkich cząstek pokrywają się w lewej i prawej części każdej reakcji połówkowej. Aby to osiągnąć, stosuje się dodatkowe jony lub cząsteczki ośrodka. Zwykle są to jony H+, OH – i cząsteczki wody. Półreakcja
liczba atomów manganu jest taka sama, ale liczba atomów tlenu nie jest równa, dlatego wprowadzamy cztery cząsteczki wody po prawej stronie reakcji połówkowej: . Wykonywanie podobnych działań (wyrównywanie tlenu) w układzie
, otrzymujemy
. Atomy wodoru pojawiły się w obu reakcjach połówkowych. Ich liczbę wyrównuje się przez odpowiednie dodanie w drugiej części równań równoważnej liczby jonów wodorowych.

Teraz wszystkie elementy zawarte w równaniach półreakcji zostały wyrównane. Pozostaje wyrównać ładunki cząstek. Po prawej stronie pierwszej półreakcji suma wszystkich ładunków wynosi +2, natomiast po lewej stronie ładunek wynosi +7. Równość ładunków uzyskuje się poprzez dodanie pięciu ładunków ujemnych w postaci elektronów (+5 ē) do lewej strony równania. Podobnie w równaniu drugiej reakcji połówkowej należy od lewej strony odjąć 2 ē. Teraz możemy postawić znaki równości w równaniach obu reakcji połówkowych:

-Proces odzyskiwania;

– proces utleniania.

W rozpatrywanym przykładzie stosunek liczby elektronów przyjętych w procesie redukcji do liczby elektronów uwolnionych podczas utleniania wynosi 5 ׃ 2. Aby otrzymać całkowite równanie reakcji, należy uwzględnić ten stosunek przez sumując równania procesów redukcji i utleniania – pomnóż równanie redukcji przez 2, a równanie utleniania – przez 5.

Mnożąc współczynniki przez wszystkie wyrazy równań reakcji połowicznej i sumując tylko ich prawą i tylko lewą stronę, otrzymujemy końcowe równanie reakcji w postaci jonowo-molekularnej:

Redukując podobne wyrazy odejmując tę ​​samą liczbę jonów H + i cząsteczek H 2 O, otrzymujemy:

Całkowite równanie jonowe jest napisane poprawnie, istnieje zgodność między ośrodkiem a molekularnym. Uzyskane współczynniki przenosimy do równania molekularnego:

Przykład 4. Reakcje pomiędzy siarczanem potasu i nadmanganianem potasu w środowisku alkalicznym:

Określamy stopnie utlenienia pierwiastków zmieniających stopień utlenienia (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Prawdziwe jony, które zawierają te pierwiastki (
,
). Procesy (reakcje półreakcyjne) utleniania i redukcji:

2
- Proces odzyskiwania

1 – proces utleniania

Równanie podsumowujące:

W całkowitym równaniu jonowym istnieje zgodność ośrodka. Przenosimy współczynniki do równania molekularnego:

Reakcje utleniania i redukcji dzielą się na następujące typy:

    międzycząsteczkowa redukcja utleniania;

    samoutlenianie-samoleczenie (dysproporcja);

    utlenianie wewnątrzcząsteczkowe - redukcja.

Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji - są to reakcje, w których w jednej cząsteczce znajduje się środek utleniający, a w drugiej środek redukujący.

Przykład 5. Kiedy wodorotlenek żelaza utlenia się w wilgotnym środowisku, zachodzi następująca reakcja:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – proces utleniania;

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH – – proces redukcji.

Aby mieć pewność, że układy elektronowo-jonowe są zapisane poprawnie, należy sprawdzić: lewa i prawa część reakcji połówkowych muszą zawierać tę samą liczbę atomów pierwiastków i ładunek. Następnie, wyrównując liczbę elektronów przyjętych i oddanych, podsumowujemy reakcje połówkowe:

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

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

Reakcje autooksydacji – samoleczenia (reakcje dysproporcjonowania) - są to reakcje, podczas których część całkowitej ilości pierwiastka ulega utlenieniu, a pozostała część ulega redukcji, typowe dla pierwiastków na pośrednim stopniu utlenienia.

Przykład 6. Kiedy chlor reaguje z wodą, otrzymuje się mieszaninę kwasów solnego i podchlorawego (HClO):

Tutaj chlor ulega zarówno utlenianiu, jak i redukcji:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – proces utleniania;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – proces redukcji.

2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl

Przykład 7 . Dysproporcja kwasu azotawego:


W tym przypadku zachodzi utlenianie i redukcja zawierający HNO2:

Równanie podsumowujące:

HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NIE + 3H + + 2NO + 2H 2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji jest procesem, gdy jeden część jedna cząsteczka służy jako środek utleniający, a druga jako środek redukujący. Przykłady wewnątrzcząsteczkowego utleniania i redukcji obejmują wiele procesów dysocjacji termicznej.

Przykład 8. Dysocjacja termiczna NH 4 NO 2:

Tutaj jonem jest NH jest utleniony, a jon NO ulega redukcji do wolnego azotu:

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NIE + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2NH +2NIE + 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O

Przykład 9 . Reakcja rozkładu dwuchromianu amonu:

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 Kr 2 O + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH + Cr2O + 8H + = N2 + 8H + + Cr2O3 + 4H2O

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

Reakcje redoks z udziałem więcej niż dwóch pierwiastków, które zmieniają stopień utlenienia.

Przykład 10. Przykładem jest reakcja siarczku żelaza z kwas azotowy, gdzie podczas reakcji trzy pierwiastki (Fe, S, N) zmieniają stopień utlenienia:

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

Równanie nie jest napisane w całości i zastosowanie układów elektron-jon (reakcje półreakcyjne) pozwoli nam na uzupełnienie równania. Biorąc pod uwagę stopnie utlenienia pierwiastków biorących udział w reakcji, stwierdzamy, że w FeS 2 utleniają się dwa pierwiastki (Fe, S), a utleniaczem jest
(), co zostaje zredukowane do NIE:

S –1 → ()

Piszemy półreakcję utleniania FeS 2:

FeS2 → Fe3+ +

Obecność dwóch jonów Fe 3+ w Fe 2 (SO 4) 3 sugeruje podwojenie liczby atomów żelaza przy dalszym pisaniu reakcji połowicznej:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Jednocześnie wyrównujemy liczbę atomów siarki i tlenu, otrzymujemy:

2FeS 2 + 16H 2O → 2Fe 3+ + 4
.

32 atomy wodoru, wprowadzając 16 cząsteczek H 2 O w lewą stronę równania, wyrównujemy dodając równoważną liczbę jonów wodorowych (32 H +) po prawej stronie równania:

2FeS 2 + 16H 2O → 2Fe 3+ + 4
+ 32H +

Ładunek po prawej stronie równania wynosi +30. Aby lewa strona miała to samo (+30), należy odjąć 30 ē:

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

10 NIE + 4Н + + 3 ē = NO + 2H 2 O – redukcja.

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

2FeS 2 +10NNO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32N + + 4H 2O

H2SO4 +30H +

Obie strony równania redukujemy o tę samą liczbę jonów (30 H+) metodą odejmowania i otrzymujemy:

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

Energia reakcji redoks . Warunkiem spontanicznego zajścia dowolnego procesu, w tym reakcji redoks, jest nierówność ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

gdzie n jest liczbą elektronów przeniesionych przez środek redukujący do środka utleniającego w elementarnym akcie utleniania-redukcji;

F – liczba Faradaya;

ε – siła elektromotoryczna(EMF) reakcja redoks.

Siłę elektromotoryczną reakcji redoks określa się na podstawie różnicy potencjałów między środkiem utleniającym i reduktorem:

ε = E ok – E w,

W standardowych warunkach:

ε ° = E ° ok – E ° in.

Tak więc, jeśli warunkiem spontanicznego wystąpienia procesu jest nierówność ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Jeśli n i F są liczbami dodatnimi, to konieczne jest, aby ε ° > 0 i jest to możliwe, gdy E ° ok > E ° in. Wynika z tego, że warunkiem spontanicznego wystąpienia reakcji redoks jest nierówność E ° ok > E ° in.

Przykład 11. Określ możliwość wystąpienia reakcji redoks:

Po określeniu stopni utlenienia pierwiastków zmieniających stopień utlenienia zapisujemy reakcje połowiczne środka utleniającego i reduktora, wskazując ich potencjały:

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 V

2H + + 2ē = H 2 E ° ok = 0,0 V

Z reakcji połówkowych jasno wynika, że ​​E° jest w porządku< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Reakcja ta jest możliwa tylko w przeciwnym kierunku, dla którego ∆G °< 0.

Przykład 12. Oblicz energię Gibbsa i stałą równowagi dla redukcji nadmanganianu potasu za pomocą siarczanu żelaza(II).

Półreakcje środka utleniającego i środka redukującego:

2 E° ok = +1,52V

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ E ° in = +0,77 V

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(E ° ok – E ° in),

gdzie n = 10, ponieważ reduktor oddaje 10 ē, to utleniacz przyjmuje 10 ē w elementarnym akcie utleniania-redukcji.

∆G ° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 J,

∆G ° = –725 kJ.

Biorąc pod uwagę, że standardowa zmiana energii Gibbsa jest powiązana z jej stałą równowagi (K c) zależnością:

∆G ° = –RTlnК s lub n·F·ε = RTlnК s,

gdzie R = 8,31 J mol –1 K –1,

F
96500 C mol –1, T = 298 K.

Stałą równowagi dla tej reakcji wyznaczamy wstawiając do równania stałe wartości, zamieniając logarytm naturalny na dziesiętny:

Kc = 10127.

Uzyskane dane wskazują, że rozpatrywana reakcja redukcji nadmanganianu potasu jest reaktywna (∆G° = – 725 kJ), proces przebiega od lewej do prawej i jest praktycznie nieodwracalny (K c = 10,127).