Урок по химия на тема "Окислително-редукционни реакции" (9 клас). Примери за редокс реакции с разтвор. ОВР: схеми Проблемник по обща и неорганична химия

Мишена: развитие на умения за съставяне на уравнения на окислително-редукционни процеси с участието на органични съединения.

Методи:разказ, работа с презентация, дискусия, самостоятелна работа, групова работа.

Учител:

Какво представляват окислително-редукционните реакции от гледна точка на понятието „степен на окисление на химични елементи“? (слайд 2)

/ Окислително-редукционните реакции са тези реакции, при които процесите на окисление и редукция протичат едновременно и като правило степента на окисление на елементите се променя./

Нека разгледаме процеса, като използваме примера за взаимодействие на ацеталдехид с концентрирана сярна киселина:

При съставянето на това уравнение се използва методът на електронния баланс. Методът се основава на сравняване на степента на окисление на атомите в изходните материали и продуктите на реакцията. Основното изискване при съставянето на уравнения с помощта на този метод е броят на дадените електрони да бъде равен на броя на получените електрони.

Окислително-редукционните реакции са реакции, при които електроните се прехвърлят от един атом, молекула или йон към друг.

Окислението е процесът на загуба на електрони и повишаване на степента на окисление.

Редукцията е процесът на добавяне на електрони и степента на окисление намалява.

Атомите, молекулите или йоните, които даряват електрони, се окисляват; са редуциращи агенти.
Атомите, йоните или молекулите, които приемат електрони, се редуцират; са окислители.

Окисляването винаги е придружено от редукция; редукцията е свързана с окисление.

Окислително-редукционните реакции са съвкупност от два противоположни процеса: окисление и редукция.

Самостоятелна работа № 2 според картата с инструкции: използвайки метода на електронния баланс, намерете и поставете коефициентите в следната схема на редокс реакция:

MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O (2MnO 2 + 2H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + O 2 +2H 2 O)

Учител:

Въпреки това, да се научите да намирате коефициенти в OVR не означава да можете да ги компилирате. Необходимо е да се знае поведението на веществата в реакционната реакция, да се предвиди хода на реакциите, да се определи съставът на получените продукти в зависимост от условията на реакцията.

За да разберете в кои случаи елементите се държат като окислители и в кои - като редуциращи агенти, трябва да се обърнете към периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Ако говорим за прости вещества, тогава редуциращите свойства трябва да са присъщи на тези елементи, които имат по-голям атомен радиус в сравнение с други и малък (1 - 3) брой електрони на външно енергийно ниво. Следователно те могат да ги раздадат сравнително лесно. Това са предимно метали. Най-мощни редуциращи свойства от тях имат алкалните и алкалоземни метали, разположени в основните подгрупи на групи I и II (например натрий, калий, калций и др.).

Най-типичните неметали, които имат близка до пълна структура на външния електронен слой и значително по-малък атомен радиус в сравнение с металите от същия период, доста лесно приемат електрони и се държат като окислители в редокс реакции. Най-мощните окислители са леките елементи от основните подгрупи VI-VII групи, например флуор, хлор, бром, кислород, сяра и др.

В същото време трябва да помним, че разделянето на простите вещества на окислители и редуциращи агенти е толкова относително, колкото разделението на метали и неметали. Ако неметалите влязат в среда, в която присъства по-силен окислител, те могат да проявят редуциращи свойства. Елементите в различни степени на окисление могат да се държат различно.

Ако даден елемент има най-високата степен на окисление, тогава той може да бъде само окислител. Например, в HN +5 O 3 азотът в състояние + 5 може да бъде само окислител и да приема електрони.

Само елемент в най-ниска степен на окисление може да бъде редуциращ агент. Например в N -3 H 3 азотът в състояние -3 може да отдава електрони, т.е. е редуциращ агент.

Елементите в междинни положителни степени на окисление могат както да даряват, така и да приемат електрони и следователно могат да се държат като окислители или редуциращи агенти в зависимост от условията. Например N +3, S +4. Когато се поставят в среда със силен окислител, те се държат като редуциращи агенти. И обратно, в редуцираща среда те се държат като окислители.

Въз основа на техните окислително-редукционни свойства веществата могат да бъдат разделени на три групи:

окислители

редуциращи агенти

окислители - редуциращи агенти

Самостоятелна работа № 3 на картата с инструкции: в коя от дадените схеми на реакционно уравнение MnO 2 проявява свойствата на окислител и в коя - свойствата на редуциращ агент:

2MnO 2 + O 2 + 4KOH = 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 е редуциращ агент)

MnO 2 + 4HCI = MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 е окислител)

Най-важните окислители и техните редукционни продукти

1. Сярна киселина - H 2 SO 4 е окислител

А) Уравнение за взаимодействие на цинк с разреден H 2 SO 4 (слайд 3)

Кой йон е окислителят в тази реакция? (H+)

Продуктът от редукция на метал в серията напрежения до водород е H2.

Б) Нека разгледаме друга реакция - взаимодействието на цинк с концентрирана H 2 SO 4 (слайд 4)

Кои атоми променят степента на окисление? (цинк и сяра)

Концентрираната сярна киселина (98%) съдържа 2% вода, а солта се получава в разтвор. Реакцията всъщност включва сулфатни йони. Редукционният продукт е сероводород.

В зависимост от активността на метала, продуктите на редукция на концентрирана H 2 SO 4 са различни: H 2 S, S, SO 2.

2. Друга киселина - азотната - също е окислител поради нитратния йон NO 3 -. Окислителният капацитет на нитратния йон е значително по-висок от този на Н+ йона, а водородният йон не се редуцира до атом, следователно, когато азотната киселина взаимодейства с металите, водородът никога не се освобождава, но се образуват различни азотни съединения. Това зависи от концентрацията на киселината и активността на метала. Разредената азотна киселина се редуцира по-дълбоко от концентрираната (за същия метал) (слайд 6)

Диаграмите показват продукти, чието съдържание е най-високо сред възможните киселинно редуциращи продукти

Златото и платината не реагират с HNO3, но тези метали се разтварят в "регия водка" - смес от концентрирана солна и азотна киселина в съотношение 3: 1.

Au + 3HCI (конц.) + HNO 3 (конц.) = AuCI 3 + NO + 2H 2 O

3. Най-мощният окислител сред простите вещества е флуорът. Но е твърде активен и трудно се получава в свободна форма. Следователно в лабораториите калиевият перманганат KMnO 4 се използва като окислител. Неговата окислителна способност зависи от концентрацията на разтвора, температурата и околната среда.

Създаване на проблемна ситуация: Подготвях разтвор на калиев перманганат („калиев перманганат“) за урока, разлях чаша с разтвора и оцветих любимото си химическо покритие. Предложете (след извършване на лабораторен експеримент) вещество, което може да се използва за почистване на халата.

Окислително-редукционните реакции могат да възникнат в различни среди. В зависимост от околната среда естеството на реакцията между едни и същи вещества може да се промени: околната среда влияе върху промяната в степента на окисление на атомите.

Обикновено се добавя сярна киселина, за да се създаде кисела среда. Солен и азот се използват по-рядко, т.к първият е способен да окислява, а вторият сам по себе си е силен окислител и може да предизвика странични процеси. За създаване на алкална среда се използва калиев или натриев хидроксид, а вода се използва за създаване на неутрална среда.

Лабораторен опит: (правила за туберкулоза)

1-2 ml разреден разтвор на калиев перманганат се излива в четири номерирани епруветки. Добавете няколко капки разтвор на сярна киселина в първата епруветка, вода във втората, калиев хидроксид в третата и оставете четвъртата епруветка като контрола. След това изсипете разтвор на натриев сулфит в първите три епруветки, като разклатите внимателно. Проверете. Как се променя цветът на разтвора във всяка епруветка? (слайдове 7, 8)

Резултати от лабораторен експеримент:

Редукторни продукти KMnO 4 (MnO 4) -:

в кисела среда – ​​Mn+ 2 (сол), безцветен разтвор;

в неутрална среда - ​​MnO 2, кафява утайка;

в алкална среда - MnO 4 2-, зелен разтвор. (слайд 9,)

Към реакционните схеми:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 ↓ + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

Изберете коефициенти, като използвате метода на електронния баланс. Посочете окислителя и редуциращия агент (слайд 10)

(Задачата е многостепенна: силните ученици записват самостоятелно продуктите на реакцията)

Направихте лабораторен експеримент, предложете вещество, което може да се използва за почистване на роклята.

Демонстрационен опит:

Петна от разтвор на калиев перманганат бързо се отстраняват с разтвор на водороден прекис, подкислен с оцетна киселина:

2KMnO 4 + 9H 2 O2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 + 2CH 3 COOK + 7O 2 + 12H 2 O

Старите петна от калиев перманганат съдържат манганов (IV) оксид, така че ще настъпи друга реакция:

MnO 2 + 3H 2 O 2 + 2CH 3 COOH = Mn(CH 3 COO) 2 + 2O 2 + 4H 2 O (слайд 12)

След отстраняване на петна, парчето плат трябва да се изплакне с вода.

Учител:

Значението на редокс реакциите

Цел: Покажете на учениците значението на редокс реакциите в химията, технологиите и ежедневния човешки живот. Методи: презентация, дискусия, самостоятелна работа, групова работа.

Невъзможно е да се разгледа цялото разнообразие от редокс реакции в рамките на един урок. Но тяхното значение в химията, технологиите и ежедневния човешки живот не може да бъде надценено. Редокс реакциите са в основата на производството на метали и сплави, водород и халогени, основи и лекарства. Функционирането на биологичните мембрани и много природни процеси са свързани с окислително-възстановителни реакции: метаболизъм, ферментация, дишане, фотосинтеза. Без разбиране на същността и механизмите на окислително-редукционните реакции е невъзможно да си представим работата на химически източници на енергия (акумулатори и батерии), производството на защитни покрития и майсторската обработка на металните повърхности на продуктите. За целите на избелването и дезинфекцията се използват окислителните свойства на такива добре познати агенти като водороден прекис, калиев перманганат, хлор и хлор или белина. Хлорът, като силен окислител, се използва за стерилизиране на чиста вода и дезинфекция на отпадъчни води.

Работа с презентацията, писане в тетрадка.

Преди да дадем примери за редокс реакции с разтвор, подчертаваме основните дефиниции, свързани с тези трансформации.

Тези атоми или йони, които по време на взаимодействие променят степента си на окисление с намаляване (приемат електрони), се наричат ​​окислители. Сред веществата с такива свойства са силните неорганични киселини: сярна, солна, азотна.

Окислител

Перманганатите и хроматите на алкалните метали също са силни окислители.

Окислителят приема по време на реакцията това, от което се нуждае, преди да завърши енергийното ниво (установяване на завършената конфигурация).

Редуциращ агент

Всяка схема на редокс реакция включва идентифициране на редуциращ агент. Той включва йони или неутрални атоми, които могат да повишат степента си на окисление по време на взаимодействие (те даряват електрони на други атоми).

Типичните редуциращи агенти включват метални атоми.

Процеси в OVR

С какво друго се характеризират с промяна в степента на окисление на изходните вещества.

Окисляването включва процес на освобождаване на отрицателни частици. Редукцията включва приемането им от други атоми (йони).

Алгоритъм за разбор

Примери за окислително-редукционни реакции с разтвори се предлагат в различни справочни материали, предназначени да подготвят учениците в гимназията за финални тестове по химия.

За да се справите успешно със задачите, предложени в OGE и Единния държавен изпит, е важно да овладеете алгоритъма за съставяне и анализ на редокс процеси.

1. На първо място, стойностите на заряда се присвояват на всички елементи в веществата, предложени в диаграмата.
2. Изписват се атоми (йони) от лявата страна на реакцията, които по време на взаимодействието са променили показателите си.
3. Когато степента на окисление се повишава, се използва знакът "-", а когато степента на окисление намалява, "+".
4. Най-малкото общо кратно (числото, на което се делят без остатък) се определя между дадените и приетите електрони.
5. Когато разделяме NOC на електрони, получаваме стереохимични коефициенти.
6. Поставяме ги пред формулите в уравнението.

Първият пример от OGE

В девети клас не всички ученици знаят как да решават редокс реакции. Ето защо те правят много грешки и не получават високи резултати за OGE. Алгоритъмът на действията е даден по-горе, сега нека се опитаме да го разработим с конкретни примери.

Особеността на задачите за подреждане на коефициентите в предложената реакция, давани на завършилите основния етап на обучение, е, че са дадени както лявата, така и дясната страна на уравнението.

Това значително опростява задачата, тъй като не е необходимо самостоятелно да измисляте продукти за взаимодействие или да избирате липсващи изходни вещества.

Например, предлага се да се използва електронен баланс за идентифициране на коефициентите в реакцията:

На пръв поглед тази реакция не изисква стереохимични коефициенти. Но, за да потвърдите вашата гледна точка, е необходимо всички елементи да имат зарядни номера.

В бинарните съединения, които включват меден оксид (2) и железен оксид (2), сумата от степени на окисление е нула, като се има предвид, че за кислорода е -2, за медта и желязото този показател е +2. Простите вещества не се отказват (не приемат) електрони, така че се характеризират с нулево състояние на окисление.

Нека съставим електронен баланс, показващ със знак "+" и "-" броя на получените и отдадените електрони по време на взаимодействието.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Тъй като броят на електроните, приети и дарени по време на взаимодействието, е един и същ, няма смисъл да се намира най-малкото общо кратно, да се определят стереохимичните коефициенти и да се поставят в предложената схема на взаимодействие.

За да получите максимална оценка за задачата, е необходимо не само да напишете примери за редокс реакции с разтвори, но и да напишете отделно формулата на окислителя (CuO) и редуциращия агент (Fe).

Втори пример с OGE

Нека дадем още примери за окислително-възстановителни реакции с разтвори, с които могат да се сблъскат деветокласниците, избрали химията за финален изпит.

Да предположим, че е предложено да поставите коефициентите в уравнението:

Na+HCl=NaCl+H2.

За да се справите със задачата, първо е важно да определите степента на окисление на всяко просто и сложно вещество. За натрий и водород те ще бъдат равни на нула, тъй като те са прости вещества.

В солната киселина водородът има положителна степен на окисление, а хлорът има отрицателна степен на окисление. След като подредим коефициентите, получаваме реакция с коефициенти.

Първият от Единния държавен изпит

Как да допълваме редокс реакциите? Примерите с решения, намерени на Единния държавен изпит (11 клас), изискват попълване на пропуски, както и поставяне на коефициенти.

Например, трябва да допълните реакцията с електронен баланс:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Посочете редуктора и окислителя в предложената схема.

Как да се научим да пишем редокс реакции? Пробата предполага използването на определен алгоритъм.

Първо, във всички вещества, дадени според условията на задачата, е необходимо да се зададат степени на окисление.

След това трябва да анализирате кое вещество може да стане непознат продукт в този процес. Тъй като има окислител (манганът играе неговата роля) и редуциращ агент (сярата е неговата роля), степени на окисление в желания продукт не се променят, следователно това е вода.

Обсъждайки как правилно да решаваме редокс реакциите, отбелязваме, че следващата стъпка ще бъде съставянето на електронна връзка:

Mn +7 взема 3 e= Mn +4 ;

S -2 дава 2e= S 0 .

Мангановият катион е редуциращ агент, а серният анион е типичен окислител. Тъй като най-малкото кратно между получените и дарените електрони ще бъде 6, получаваме коефициентите: 2, 3.

Последната стъпка ще бъде вмъкване на коефициентите в оригиналното уравнение.

3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

Вторият образец на OVR в Единния държавен изпит

Как правилно да формулираме редокс реакции? Примерите с решения ще ви помогнат да изработите алгоритъма на действията.

Предлага се да се използва методът на електронния баланс за запълване на пропуските в реакцията:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Подреждаме степени на окисление на всички елементи. В този процес окислителните свойства се проявяват от мангана, който е част от състава и редуциращият агент трябва да бъде фосфор, променяйки своето окислително състояние до положително във фосфорната киселина.

Според направеното предположение получаваме схемата на реакцията, след което съставяме уравнението на електронния баланс.

P -3 дава 8 e и се превръща в P +5;

Mn +7 взема 3e, превръщайки се в Mn +4.

LOC ще бъде 24, така че фосфорът трябва да има стереометричен коефициент 3, а манганът -8.

Поставяме коефициентите в получения процес, получаваме:

3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.

Трети пример от Единния държавен изпит

Използвайки електрон-йонния баланс, трябва да създадете реакция, да посочите редуктора и окислителя.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.

Според алгоритъма подреждаме степени на окисление на всеки елемент. След това определяме онези вещества, които са пропуснати в дясната и лявата част на процеса. Тук са дадени редуциращ агент и окислител, така че степента на окисление на липсващите съединения не се променя. Изгубеният продукт ще бъде вода, а изходното съединение ще бъде калиев сулфат. Получаваме реакционна схема, за която ще съставим електронен баланс.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 редуктор;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 окислител.

Записваме коефициентите в уравнението, като сумираме мангановите атоми от дясната страна на процеса, тъй като той е свързан с процеса на диспропорциониране.

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

Заключение

Редокс реакциите са от особено значение за функционирането на живите организми. Примери за OVR са процесите на гниене, ферментация, нервна дейност, дишане и метаболизъм.

Окисляването и редуцирането са от значение за металургичната и химическата промишленост; благодарение на такива процеси е възможно да се възстановят металите от техните съединения, да се предпазят от химическа корозия и да се обработят.

За да се състави редокс процес в органичната материя, е необходимо да се използва определен алгоритъм от действия. Първо, в предложената схема се задават степени на окисление, след това се определят онези елементи, които повишават (намаляват) индикатора, и се записва електронният баланс.

Ако следвате предложената по-горе последователност от действия, можете лесно да се справите със задачите, предложени в тестовете.

В допълнение към метода на електронния баланс, подреждането на коефициентите е възможно и чрез съставяне на полуреакции.

Урокът разглежда същността на окислително-възстановителните реакции и тяхната разлика от йонообменните реакции. Обясняват се промените в степента на окисление на окислителя и редуктора. Въвежда се понятието електронен баланс.

Тема: Редокс реакции

Урок: Редокс реакции

Помислете за реакцията на магнезия с кислорода. Нека запишем уравнението на тази реакция и подредим стойностите на степента на окисление на атомите на елементите:

Както може да се види, магнезиевите и кислородните атоми в изходните материали и реакционните продукти имат различни степени на окисление. Нека напишем диаграми на процесите на окисление и редукция, протичащи с магнезиеви и кислородни атоми.

Преди реакцията магнезиевите атоми имаха степен на окисление нула, след реакцията - +2. Така магнезиевият атом е загубил 2 електрона:

Магнезият отдава електрони и сам се окислява, което означава, че е редуциращ агент.

Преди реакцията степента на окисление на кислорода беше нула, а след реакцията стана -2. Така кислородният атом добави 2 електрона към себе си:

Кислородът приема електрони и сам се редуцира, което означава, че е окислител.

Нека запишем общата схема на окисление и редукция:

Броят на дадените електрони е равен на броя на получените електрони. Поддържа се електронен баланс.

IN редокс реакциипротичат процеси на окисление и редукция, което означава, че степента на окисление на химичните елементи се променя. Това е отличителен белег редокс реакции.

Редокс реакциите са реакции, при които химичните елементи променят степента си на окисление

Нека да разгледаме конкретни примери за това как да различим окислително-редукционната реакция от другите реакции.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

За да се каже дали реакцията е редокс, е необходимо да се присвоят стойностите на степента на окисление на атомите на химичните елементи.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Моля, обърнете внимание, че степента на окисление на всички химични елементи отляво и отдясно на знака за равенство остава непроменена. Това означава, че тази реакция не е редокс.

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

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

В резултат на тази реакция степента на окисление на въглерода и кислорода се променя. Освен това въглеродът повишава степента си на окисление, а кислородът намалява. Нека запишем схемите на окисление и редукция:

C -8e = C - процес на окисление

О +2е = О - процес на възстановяване

Така че броят на дадените електрони да е равен на броя на получените електрони, т.е. съобразен електронен баланс, е необходимо втората полуреакция да се умножи по коефициент 4:

C -8e = C - редуциращ агент, окислява

O +2e = O 4 окислител, редуциран

По време на реакцията окислителят приема електрони, понижавайки степента на окисление и се редуцира.

Редукторът отдава електрони по време на реакцията, повишава степента на окисление, той се окислява.

1. Микитюк А.Д. Сборник задачи и упражнения по химия. 8-11 клас / A.D. Микитюк. - М.: Изд. "Изпит", 2009 г. (с.67)

2. Оржековски П.А. Химия: 9. клас: учеб. за общо образование заведение / П.А. Оржековски, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: AST: Астрел, 2007. (§22)

3. Рудзитис Г.Е. Химия: неорганична. химия. Орган. химия: учебник. за 9 клас. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фелдман. - М .: Образование, OJSC „Московски учебници“, 2009. (§5)

4. Хомченко И.Д. Сборник задачи и упражнения по химия за средното училище. - М .: РИА “Нова вълна”: Издател Умеренков, 2008. (с.54-55)

5. Енциклопедия за деца. Том 17. Химия / Глава. изд. В.А. Володин, водещ. научен изд. И. Леенсън. - М.: Аванта+, 2003. (с. 70-77)

Допълнителни уеб ресурси

1. Единна колекция от цифрови образователни ресурси (видео преживявания по темата) ().

2. Единна колекция от цифрови образователни ресурси (интерактивни задачи по темата) ().

3. Електронна версия на списание „Химия и живот“ ().

Домашна работа

1. № 10.40 - 10.42 от „Сборник задачи и упражнения по химия за гимназията” на И.Г. Хомченко, 2-ро изд., 2008 г

2. Участието в реакцията на прости вещества е сигурен признак за окислително-възстановителна реакция. Обясни защо. Напишете уравненията за реакциите на съединение, заместване и разлагане с участието на кислород O 2 .

Проблемник по обща и неорганична химия

2.2. Редокс реакции

Виж задачи >>>

Теоретична част

Редокс реакциите включват химични реакции, които са придружени от промяна в степента на окисление на елементите. В уравненията на такива реакции изборът на коефициенти се извършва чрез компилиране електронен баланс. Методът за избор на коефициенти с помощта на електронен баланс се състои от следните стъпки:

а) запишете формулите на реагентите и продуктите и след това намерете елементите, които увеличават и намаляват техните степени на окисление и ги запишете отделно:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = кл - аз

Mn II¼ = Mn IV

б) съставете уравнения за полуреакции на редукция и окисление, като спазвате законите за запазване на броя на атомите и заряда във всяка полуреакция:

полуреакциявъзстановяване Cl V + 6 д - = кл - аз

полуреакцияокисляване Mn II- 2 д - = Mn IV

в) допълнителни фактори са избрани за уравнението на полуреакциите, така че законът за запазване на заряда да е изпълнен за реакцията като цяло, за което броят на приетите електрони в редукционните полуреакции се прави равен на броя на електрони, дарени в полуреакцията на окисление:

Cl V + 6 д - = кл - аз 1

Mn II- 2 д - = Mn IV 3

г) вмъкнете (използвайки намерените фактори) стехиометрични коефициенти в реакционната схема (коефициент 1 е пропуснат):

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2

д) изравнете броя на атомите на онези елементи, които не променят степента си на окисление по време на реакцията (ако има два такива елемента, тогава е достатъчно да изравните броя на атомите на един от тях и да проверите за втория). Получава се уравнението за химичната реакция:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3 CO 2

Пример 3. Изберете коефициентите в уравнението на редокс реакцията

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Решение

Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO 2

Fe III + 3 д - = Fe 0 2

C II - 2 д - = C IV 3

При едновременното окисление (или редукция) на атоми на два елемента от едно вещество, изчислението се извършва за една формулна единица на това вещество.

Пример 4Изберете коефициентите в уравнението на редокс реакцията

Fe (S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Решение

4Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

Fe II- д - = Fe III

- 11 д - 4

2S - аз - 10 д - = 2S IV

O 2 0 + 4 д - = 20 - II+4 д - 11

В примери 3 и 4 функциите на окислителя и редуциращия агент са разделени между различни вещества, Fe 2 O 3 и O 2 - окислители, CO и Fe(S)2 - редуциращи агенти; Такива реакции се класифицират като междумолекуленредокс реакции.

Кога вътрешномолекуленокисление-редукция, когато в едно и също вещество атомите на един елемент се окисляват и атомите на друг елемент се редуцират, изчислението се извършва за една формулна единица на веществото.

Пример 5Изберете коефициентите в уравнението на окислително-редукционната реакция

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3

Решение

2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3

CrVI + 3 д - = Cr III 2

2N - III - 6 д - = N 2 0 1

За реакции дисмутация (диспропорционалност, автоокисление- самовъзстановяване), при което атомите на същия елемент в реагента се окисляват и редуцират, първо се добавят допълнителни фактори към дясната страна на уравнението и след това се намира коефициентът за реагента.

Пример 6. Изберете коефициентите в уравнението на реакцията на дисмутация

H2O2 ® H2O+O2

Решение

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

О - аз+ д - = О - II 2

2O - аз - 2 д - = O 2 0 1

За реакцията на комутация ( синпропорционалност), при които атомите на един и същи елемент от различни реагенти, в резултат на тяхното окисляване и редукция, получават едно и също състояние на окисление, първо се добавят допълнителни фактори към лявата страна на уравнението.

Пример 7.Изберете коефициентите в уравнението на реакцията на комутация:

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Решение

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

С - II - 2 д - = S 0 2

SIV+4 д - = S 0 1

За да изберете коефициенти в уравненията на окислително-редукционните реакции, протичащи във воден разтвор с участието на йони, се използва методът електронно-йонен баланс.Методът за избор на коефициенти с помощта на електронно-йонния баланс се състои от следните стъпки:

а) запишете формулите на реагентите на тази редокс реакция

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

и установете химическата функция на всеки от тях (тук K2Cr2O7 - окислител, H 2 SO 4 - среда с кисела реакция, H2S - редуциращ агент);

б) запишете (на следващия ред) формулите на реагентите в йонна форма, като посочите само тези йони (за силни електролити), молекули (за слаби електролити и газове) и формулни единици (за твърди вещества), които ще участват в реакция като окислител ( Cr2O72 - ), заобикаляща среда ( H+- по-точно оксониев катион H3O+ ) и редуциращ агент ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

в) определя редуцираната формула на окислителя и окислената форма на редуциращия агент, които трябва да бъдат известни или посочени (например тук дихроматният йон преминава хромни катиони ( III) и сероводород - в сяра); Тези данни се записват на следващите два реда, съставят се електронно-йонните уравнения за полуреакциите на редукция и окисление и се избират допълнителни фактори за уравненията на полуреакцията:

полуреакцияредукция на Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 д - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

полуреакцияокисление на H2S - 2 д - = S (t) + 2 H + 3

г) съставете, като сумирате уравненията на полуреакцията, йонното уравнение на дадена реакция, т.е. допълнете запис (b):

Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )

д) въз основа на йонното уравнение съставляват молекулното уравнение на тази реакция, т.е. допълнете запис (a), а формулите на катиони и аниони, които липсват в йонното уравнение, са групирани във формулите на допълнителни продукти ( K2SO4):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( t) + K 2 SO 4

е) проверете избраните коефициенти по броя на атомите на елементите от лявата и дясната страна на уравнението (обикновено е достатъчно да проверите само броя на кислородните атоми).

ОксидиранаИ възстановенОкислителната и редуциращата форма често се различават по съдържание на кислород (сравнете Cr2O72 - и Cr 3+ ). Следователно, когато се съставят уравнения на полуреакция, използвайки метода на електрон-йонния баланс, те включват двойките H + / H 2 O (за кисела среда) и OH - / H 2 O (за алкална среда). Ако при преминаване от една форма към друга оригиналната форма (обикновено - окислен) губи своите оксидни йони (показани по-долу в квадратни скоби), тогава последните, тъй като не съществуват в свободна форма, трябва да се комбинират с водородни катиони в кисела среда и в алкална среда - с водни молекули, което води до образуването на водни молекули (в кисела среда) и хидроксидни йони (в алкална среда):

кисела среда [ O2 - ] + 2 Н + = Н 2 О

алкална среда [O 2 - ] + Н 2 О = 2 ОН -

Липсата на оксидни йони в първоначалната им форма (обикновено- в редуцирана) в сравнение с крайната форма се компенсира чрез добавяне на водни молекули (в кисела среда) или хидроксидни йони (в алкална среда):

кисела среда H 2 O = [ O 2 - ] + 2 Н +

алкална среда2 OH - = [ O 2 - ] + H2O

Пример 8.Изберете коефициентите, като използвате метода на електрон-йонния баланс в уравнението на редокс реакцията:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO4 - + 8Н + + 5 д - = Mn 2+ + 4 H 2 O2

SO 3 2 - +H2O - 2 д - = SO 4 2 - + 2 Н + 5

Пример 9. Изберете коефициентите, като използвате метода на електрон-йонния баланс в уравнението на редокс реакцията:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Решение

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO4 - + 1 д - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2 OH - - 2 д - = SO 4 2 - + H 2 O 1

Ако перманганатният йон се използва като окислител в слабо кисела среда, тогава уравнението за полуреакцията на редукция е:

MnO4 - + 4 H + + 3 д - = МнO 2( t) + 2 Н 2 О

и ако в леко алкална среда, тогава

MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 д - = МнO 2( t) + 4 ОН -

Често слабо кисела и леко алкална среда условно се нарича неутрална и в уравненията на полуреакция отляво се въвеждат само водни молекули. В този случай, когато съставяте уравнението, трябва (след като изберете допълнителни фактори) да напишете допълнително уравнение, отразяващо образуването на вода от H + и OH йони - .

Пример 10. Изберете коефициентите в уравнението на реакцията, протичаща в неутрална среда:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® МнОТНОСНО 2( t) + Na 2 SO 4 ¼

Решение

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 МнO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 МнO 2( t ) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -

MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 д - = МнO 2( t) + 4 ОН -

SO 3 2 - +H2O - 2 д - = SO 4 2 - +2H+

8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -

Така, ако реакцията от пример 10 се провежда чрез просто комбиниране на водни разтвори на калиев перманганат и натриев сулфит, тогава тя протича в условно неутрална (и всъщност леко алкална) среда поради образуването на калиев хидроксид. Ако разтворът на калиев перманганат е леко подкислен, реакцията ще протече в слабо кисела (условно неутрална) среда.

Пример 11. Изберете коефициентите в уравнението на реакцията, протичаща в слабо кисела среда:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® МнОТНОСНО 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2Mn O 2( T ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 МнO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -

MnO4 - + 4H + + 3 д - = Мн O 2(t) + 2H 2O2

SO 3 2 - +H2O - 2 д - = SO 4 2 - + 2 Н + 3

Форми на съществуване на окислители и редуциращи агенти преди и след реакцията, т.е. техните окислени и редуцирани форми се наричат редокс двойки. Така от химическата практика е известно (и това трябва да се помни), че перманганатният йон в кисела среда образува манганов катион ( II) (двойка MNO 4 - +H+/ Мн 2+ + H2O ), в леко алкална среда- манганов (IV) оксид (чифт MNO 4 - +Н+ ¤ Мн O 2(t) + H 2 O или MNO 4 - + H2O = Мн O 2(t) + OH - ). Следователно съставът на окислените и редуцирани форми се определя от химичните свойства на даден елемент в различни степени на окисление, т.е. нееднаква стабилност на специфични форми в различни среди на воден разтвор. Всички редокс двойки, използвани в този раздел, са дадени в задачи 2.15 и 2.16.

Какво е OVR? Примери за такива реакции могат да бъдат намерени не само в неорганичната, но и в органичната химия. В тази статия ще дефинираме основните термини, използвани при анализа на такива взаимодействия. Освен това ще предоставим някои OVR, примери и решения на химични уравнения, които ще ви помогнат да разберете алгоритъма на действията.

Основни определения

Но първо, нека си припомним основните определения, които ще ви помогнат да разберете процеса:

• Окислителят е атом или йон, който е способен да приема електрони по време на взаимодействие. Минералните киселини и калиевият перманганат действат като сериозни окислители.
• Редуциращият агент е йон или атом, който отдава валентни електрони на други елементи.
• Процесът на добавяне на свободни електрони се нарича окисление, а процесът на загуба на електрони се нарича редукция.

Алгоритъм на действията

Как да анализирам уравненията на OVR? Примерите, предлагани на завършилите училище, включват подреждане на коефициенти с помощта на електронен баланс. Ето процедурата:

1. Първо, необходимо е да се присвоят степени на окисление на всички елементи в прости и сложни вещества, участващи в предложената химическа трансформация.
2. След това се избират онези елементи, които са променили своята цифрова стойност.
3. Знаците “+” и “-” показват получените и отдадените електрони и техния брой.
4. След това се определя най-малкото общо кратно между тях и се определят коефициентите.
5. Получените числа се поставят в уравнението на реакцията.

Първи пример

Как да завършите задача, свързана с OVR? Предлаганите примери на матурите за 9. клас не включват добавяне на формули на вещества. Децата, като правило, трябва да определят коефициентите и веществата, които променят стойностите на валентността.

Нека разгледаме тези OVR (реакции), примери за които се предлагат на завършилите 11 клас. Учениците трябва самостоятелно да допълват уравнението с вещества и едва след това, като използват електронен баланс, подреждат коефициентите:

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = Mn SO 4 + O 2 + …+…

Първо, нека подредим степени на окисление на всяко съединение. И така, във водородния прекис при първия елемент, на който съответства +1 , при кислород -1 . В сярната киселина съществуват следните индикатори: +1, +6, -2 (общата сума е нула). Кислородът е просто вещество, така че има степен на окисление нула.

Електронният баланс за това взаимодействие е както следва:

• Мн +7 отнема 5 e = Mn +2 2, е окислител;
• 2I -дава 2e = аз 2 0 5, действа като редуциращ агент.

На последния етап от тази задача ще подредим коефициентите в готовата схема и ще получим:

2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI= 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O.

Заключение

Тези процеси са намерили сериозно приложение в химичния анализ. С тяхна помощ можете да откриете и разделите различни йони и да извършите оксидиметрия.

Разнообразие от физични и химични методи за анализ се основават на ORR. Теорията за взаимодействието на киселината и основата обяснява кинетиката на протичащите процеси и позволява да се извършват количествени изчисления с помощта на уравнения.

За да могат учениците, които са избрали химията да се явят на последния изпит, да преминат успешно тези тестове, е необходимо да се разработи алгоритъм за изравняване на OVR на базата на електронен баланс. Учителите работят със своите ученици върху метода за подреждане на коефициентите, като използват различни примери от неорганичната и органичната химия.

Задачите, свързани с определянето на степента на окисление на химичните елементи в прости и сложни вещества, както и съставянето на баланса между приетите и отдадените електрони, са задължителен елемент от изпитните тестове в основния, общ етап на обучение. Само ако такива задачи бъдат изпълнени успешно, можем да говорим за ефективно овладяване на училищния курс по неорганична химия, както и да разчитаме на получаване на висока оценка на Единния държавен изпит и Единния държавен изпит.