Lección de química sobre el tema "Reacciones redox" (Grado 9). Ejemplos de reacciones redox con solución. OVR: esquemas Libro de tareas sobre química general e inorgánica

Objetivo: desarrollo de habilidades y destrezas en la compilación de ecuaciones de procesos redox que involucran compuestos orgánicos.

Métodos: cuento, trabajo con presentación, discusión, trabajo independiente, trabajo en equipo.

Maestro:

¿Qué son las reacciones redox en términos del concepto de "estado de oxidación de elementos químicos"? (diapositiva 2)

/ Las reacciones redox son reacciones en las que los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y, por regla general, los estados de oxidación de los elementos cambian./

Considere el proceso usando el ejemplo de la interacción de acetaldehído con ácido sulfúrico concentrado:

Al compilar esta ecuación, se utiliza el método de balanza electrónica. El método se basa en una comparación de los estados de oxidación de los átomos en las sustancias iniciales y los productos de reacción. El principal requisito para formular ecuaciones mediante este método es que el número de electrones dados debe ser igual al número de electrones recibidos.

Las reacciones redox son reacciones en las que se transfieren electrones de un átomo, molécula o ion a otro.

La oxidación es el proceso de donación de electrones, lo que aumenta el estado de oxidación.

La reducción es el proceso de agregar electrones y el estado de oxidación disminuye.

Los átomos, moléculas o iones que donan electrones se oxidan; son restauradores.
Los átomos, iones o moléculas que aceptan electrones se reducen; son agentes oxidantes.

La oxidación siempre va acompañada de una reducción, la reducción está asociada a la oxidación.

Las reacciones redox son la unidad de dos procesos opuestos: oxidación y reducción.

Trabajo independiente No. 2 sobre el mapa instructivo: utilice el método de la balanza electrónica para encontrar y establecer los coeficientes en el siguiente esquema de reacción redox:

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)

Maestro:

Sin embargo, aprender a encontrar los coeficientes en el OVR no significa poder componerlos. Es necesario conocer el comportamiento de las sustancias en un OVR, prever el curso de las reacciones y determinar la composición de los productos resultantes en función de las condiciones de la reacción.

Para comprender en qué casos los elementos se comportan como agentes oxidantes y en qué casos como agentes reductores, es necesario consultar el sistema periódico de D.I. Mendeleev. Si hablamos de sustancias simples, entonces las propiedades reductoras deberían ser inherentes a aquellos elementos que tienen un radio atómico mayor que el resto y un número pequeño (1 - 3) de electrones en el nivel de energía externo. Por tanto, pueden regalarlos con relativa facilidad. Se trata principalmente de metales. Las propiedades reductoras más fuertes de ellos son los metales alcalinos y alcalinotérreos ubicados en los principales subgrupos de los grupos I y II (por ejemplo, sodio, potasio, calcio, etc.).

Los no metales más típicos, que tienen una estructura de la capa electrónica externa casi completa y un radio atómico mucho más pequeño en comparación con los metales del mismo período, aceptan electrones con bastante facilidad y se comportan como agentes oxidantes en reacciones redox. Los agentes oxidantes más potentes son los elementos ligeros de los principales subgrupos de los grupos VI-VII, por ejemplo, flúor, cloro, bromo, oxígeno, azufre, etc.

Al mismo tiempo, hay que recordar que la división de sustancias simples en agentes oxidantes y reductores es tan relativa como la división en metales y no metales. Si los no metales entran en un entorno donde hay un agente oxidante más fuerte, pueden presentar propiedades reductoras. Los elementos en diferentes estados de oxidación pueden comportarse de manera diferente.

Si un elemento tiene su estado de oxidación más alto, entonces sólo puede ser un agente oxidante. Por ejemplo, en HN +5 O 3, el nitrógeno en estado + 5 solo puede ser un agente oxidante y aceptar electrones.

Sólo el agente reductor puede ser un elemento en el estado de oxidación más bajo. Por ejemplo, en N -3 H 3, el nitrógeno en el estado -3 puede donar electrones, es decir es un restaurador.

Los elementos en estados de oxidación positivos intermedios pueden tanto donar como aceptar electrones y, por tanto, son capaces de comportarse como agentes oxidantes o reductores según las condiciones. Por ejemplo, N+3, S+4. Al entrar en un ambiente con un agente oxidante fuerte, se comportan como agentes reductores. Por el contrario, en un ambiente reductor, se comportan como agentes oxidantes.

Según las propiedades redox de la sustancia se puede dividir en tres grupos:

oxidantes

agentes reductores

agentes oxidantes - agentes reductores

Trabajo independiente No. 3 sobre el mapa instructivo: en cuál de los esquemas anteriores de ecuaciones de reacción el MnO 2 exhibe las propiedades de un agente oxidante y en cuál, las propiedades de un agente reductor:

2MnO 2 + O 2 + 4KOH \u003d 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (MnO 2 es un agente reductor)

MnO 2 + 4HCI \u003d MnCI 2 + CI 2 + 2H 2 O (MnO 2 es un agente oxidante)

Los agentes oxidantes más importantes y sus productos reductores.

1. Ácido sulfúrico: el H 2 SO 4 es un agente oxidante.

A) La ecuación para la interacción del zinc con H 2 SO 4 diluido (diapositiva 3)

¿Qué ion es el agente oxidante en esta reacción? (H+)

El producto de reducción de un metal en la serie de tensiones hasta el hidrógeno es H2.

B) Considere otra reacción: la interacción del zinc con H 2 SO 4 concentrado (diapositiva 4)

¿Qué átomos cambian su estado de oxidación? (zinc y azufre)

El ácido sulfúrico concentrado (98%) contiene un 2% de agua y la sal se obtiene en solución. En realidad, los iones sulfato participan en la reacción. El producto de recuperación es sulfuro de hidrógeno.

Dependiendo de la actividad del metal, los productos de reducción del H 2 SO 4 concentrado son diferentes: H 2 S, S, SO 2.

2. Otro ácido, el ácido nítrico, también es un agente oxidante debido al ion nitrato, NO 3. El poder oxidante del ion nitrato es mucho mayor que el del ion H+ y el ion hidrógeno no se reduce a un átomo, por lo que cuando el ácido nítrico interactúa con los metales, nunca se libera hidrógeno, sino que se forman varios compuestos nitrogenados. Depende de la concentración del ácido y de la actividad del metal. El ácido nítrico diluido se reduce más profundamente que el concentrado (para el mismo metal) (diapositiva 6)

Los diagramas indican los productos cuyo contenido es máximo entre los posibles productos de reducción de ácido.

El oro y el platino no reaccionan con el HNO3, pero estos metales se disuelven en "agua regia", una mezcla de ácidos clorhídrico y nítrico concentrados en una proporción de 3: 1.

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

3. El agente oxidante más potente entre las sustancias simples es el flúor. Pero es demasiado activo y es difícil obtenerlo de forma gratuita. Por tanto, en los laboratorios se utiliza permanganato de potasio KMnO 4 como agente oxidante. Su capacidad oxidante depende de la concentración de la solución, la temperatura y el medio.

Creando una situación problemática: estaba preparando una solución de permanganato de potasio ("permanganato de potasio") para la lección, derramé un vaso de solución y manché mi capa química favorita. Sugiere (después de hacer un experimento de laboratorio) una sustancia con la que puedas limpiar la bata.

Las reacciones de oxidación-reducción pueden tener lugar en diversos medios. Dependiendo del medio ambiente, la naturaleza de la reacción entre las mismas sustancias puede cambiar: el medio ambiente afecta el cambio en los estados de oxidación de los átomos.

Generalmente se agrega ácido sulfúrico para crear un ambiente ácido. La sal y el nitrógeno se utilizan con menos frecuencia porque. el primero es capaz de oxidarse y el segundo es en sí mismo un agente oxidante fuerte y puede provocar procesos secundarios. Se utiliza hidróxido de potasio o sodio para crear un ambiente alcalino y agua para crear uno neutro.

Experiencia de laboratorio: (reglas de TB)

Se llenan cuatro tubos numerados con 1-2 ml de solución diluida de permanganato de potasio. Agregue unas gotas de solución de ácido sulfúrico al primer tubo, agua al segundo, hidróxido de potasio al tercero, deje el cuarto tubo como control. Luego vierte la solución de sulfito de sodio en los primeros tres tubos de ensayo, agitando suavemente. Nota. ¿Cómo cambia el color de la solución en cada tubo de ensayo? (diapositivas 7, 8)

Resultados del experimento de laboratorio:

Productos de recuperación KMnO 4 (MnO 4) -:

en un ambiente ácido - Mn + 2 (sal), solución incolora;

en medio neutro - MnO 2, precipitado marrón;

en medio alcalino - MnO 4 2-, solución verde. (diapositiva 9,)

Para esquemas de reacción:

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

Seleccione los coeficientes utilizando el método del balance electrónico. Especificar el agente oxidante y el agente reductor (diapositiva 10)

(La tarea es de varios niveles: los estudiantes fuertes escriben de forma independiente los productos de reacción)

Has realizado un experimento de laboratorio, sugiere una sustancia con la que puedas limpiar una bata.

Experiencia de demostración:

Las manchas de una solución de permanganato de potasio se eliminan rápidamente con una solución de peróxido de hidrógeno acidificada con ácido acético:

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

Las manchas viejas de permanganato de potasio contienen óxido de manganeso (IV), por lo que se producirá otra reacción:

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

Después de quitar las manchas, se debe lavar un paño con agua.

Maestro:

El valor de las reacciones redox.

Propósito: Mostrar a los estudiantes la importancia de las reacciones redox en la química, la tecnología y la vida humana cotidiana. Métodos: trabajo con presentación, discusión, trabajo independiente, trabajo colectivo.

En el marco de una lección, es imposible considerar toda la variedad de reacciones redox. Pero no se puede subestimar su importancia en la química, la tecnología y la vida humana cotidiana. Las reacciones redox son la base de la producción de metales y aleaciones, hidrógeno y halógenos, álcalis y fármacos. El funcionamiento de las membranas biológicas, muchos procesos naturales están asociados con reacciones redox: metabolismo, fermentación, respiración, fotosíntesis. Sin comprender la esencia y los mecanismos del curso de las reacciones redox, es imposible imaginar el funcionamiento de las fuentes de energía química (acumuladores y baterías), la producción de recubrimientos protectores y el procesamiento virtuoso de las superficies metálicas de los productos. Para el blanqueo y la desinfección se utilizan las propiedades oxidantes de agentes tan conocidos como el peróxido de hidrógeno, el permanganato de potasio, el cloro y la lejía o la cal. El cloro, como agente oxidante fuerte, se utiliza para esterilizar agua limpia y desinfectar aguas residuales.

Trabaje con la entrada de la presentación en un cuaderno.

Antes de dar ejemplos de reacciones redox con una solución, destaquemos las principales definiciones asociadas con estas transformaciones.

Aquellos átomos o iones que, durante la interacción, cambian su estado de oxidación con una disminución (aceptan electrones) se denominan agentes oxidantes. Entre las sustancias con tales propiedades se encuentran los ácidos inorgánicos fuertes: sulfúrico, clorhídrico y nítrico.

oxidante

Los permanganatos y cromatos de metales alcalinos también son agentes oxidantes fuertes.

El agente oxidante toma en el curso de la reacción lo que necesita para completar el nivel de energía (establecimiento de la configuración completa).

Agente reductor

Cualquier esquema de reacción redox implica la identificación de un agente reductor. Incluye iones o átomos neutros que pueden aumentar el estado de oxidación durante la interacción (dar electrones a otros átomos).

Como agentes reductores típicos se pueden citar los átomos metálicos.

Procesos en OVR

¿Qué más se caracteriza por un cambio en los estados de oxidación de las sustancias de partida?

La oxidación implica el proceso de emisión de partículas negativas. La restauración implica tomarlos de otros átomos (iones).

Algoritmo de análisis

Se ofrecen ejemplos de reacciones redox con una solución en varios materiales de referencia diseñados para preparar a los estudiantes de secundaria para los exámenes de posgrado en química.

Para afrontar con éxito las tareas propuestas en la OGE y la USE, es importante conocer el algoritmo para compilar y analizar procesos redox.

1. En primer lugar, se anotan los valores de carga de todos los elementos de las sustancias propuestas en el esquema.
2. En el lado izquierdo de la reacción se extraen átomos (iones) que, durante la interacción, cambian de indicador.
3. Con un aumento en el grado de oxidación se utiliza el signo "-" y con una disminución "+".
4. Entre los electrones dados y recibidos se determina el mínimo común múltiplo (el número por el que se dividen sin resto).
5. Al dividir LCM en electrones, obtenemos coeficientes estereoquímicos.
6. Los colocamos delante de las fórmulas de la ecuación.

El primer ejemplo de la OGE.

En noveno grado, no todos los estudiantes saben cómo resolver reacciones redox. Por eso cometen muchos errores, no obtienen puntuaciones altas en la OGE. El algoritmo de acciones se muestra arriba, ahora intentemos resolverlo con ejemplos específicos.

La peculiaridad de las tareas relativas a la colocación de coeficientes en la reacción propuesta, asignadas a los graduados de la etapa principal de educación, es que se dan tanto la parte izquierda como la derecha de la ecuación.

Esto simplifica enormemente la tarea, ya que no es necesario inventar productos de interacción de forma independiente ni seleccionar los materiales de partida que faltan.

Por ejemplo, se propone utilizar una balanza electrónica para identificar los coeficientes en la reacción:

A primera vista, esta reacción no requiere coeficientes estereoquímicos. Pero, para confirmar su punto de vista, es necesario que todos los elementos tengan números de carga.

En los compuestos binarios, que incluyen óxido de cobre (2) y óxido de hierro (2), la suma de los estados de oxidación es cero, dado que para el oxígeno es -2, para el cobre y el hierro este indicador es +2. Las sustancias simples no dan (no aceptan) electrones, por lo que se caracterizan por un valor cero del estado de oxidación.

Hagamos una balanza electrónica, mostrando con los signos "+" y "-" el número de electrones recibidos y dados en el curso de la interacción.

Fe 0 -2e = Fe 2+.

Dado que la cantidad de electrones recibidos y liberados durante la interacción es la misma, no tiene sentido encontrar el mínimo común múltiplo, determinar los coeficientes estereoquímicos y colocarlos en el esquema de interacción propuesto.

Para obtener la máxima puntuación en la tarea, es necesario no sólo escribir ejemplos de reacciones redox con una solución, sino también escribir las fórmulas del agente oxidante (CuO) y del agente reductor (Fe) por separado.

El segundo ejemplo con la OGE.

Damos más ejemplos de reacciones redox con una solución que pueden encontrar los estudiantes de noveno grado que han elegido química como examen final.

Supongamos que se propone ordenar los coeficientes en la ecuación:

Na+HCl=NaCl+H2.

Para afrontar la tarea, primero es importante determinar los indicadores de los estados de oxidación de cada sustancia simple y compleja. Para el sodio y el hidrógeno serán iguales a cero, ya que son sustancias simples.

En el ácido clorhídrico, el hidrógeno tiene un estado de oxidación positivo y el cloro tiene un estado de oxidación negativo. Después de colocar los coeficientes, obtenemos la reacción con los coeficientes.

El primero del examen.

¿Cómo complementar las reacciones redox? Los ejemplos con una solución encontrada en el USE (Grado 11) implican la suma de espacios, así como la colocación de coeficientes.

Por ejemplo, es necesario complementar la reacción con una balanza electrónica:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Determine el agente reductor y el agente oxidante en el esquema propuesto.

¿Cómo aprender a componer reacciones redox? La muestra asume el uso de un algoritmo específico.

En primer lugar, en todas las sustancias dadas por la condición del problema, es necesario establecer los estados de oxidación.

A continuación, es necesario analizar qué sustancia puede convertirse en un producto desconocido en este proceso. Dado que aquí hay un agente oxidante (el manganeso juega su papel), un agente reductor (es azufre), los estados de oxidación no cambian en el producto deseado, por lo tanto, es agua.

Al discutir cómo resolver correctamente las reacciones redox, observamos que el siguiente paso será elaborar una relación electrónica:

Mn +7 toma 3 e= Mn +4 ;

S -2 da 2e= S 0 .

El catión manganeso es un agente reductor, mientras que el anión azufre es un agente oxidante típico. Dado que el múltiplo más pequeño entre los electrones recibidos y dados será 6, obtenemos los coeficientes: 2, 3.

El último paso será establecer los coeficientes en la ecuación original.

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

La segunda muestra del OVR en el examen.

¿Cómo escribir reacciones redox correctamente? Los ejemplos con solución ayudarán a desarrollar el algoritmo de acciones.

Se propone utilizar el método de balanza electrónica para llenar los vacíos en la reacción:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Organizamos los estados de oxidación de todos los elementos. En este proceso las propiedades oxidantes se manifiestan por el manganeso, que forma parte de la composición y el agente reductor debe ser fósforo, cambiando su estado de oxidación a positivo en el ácido fosfórico.

Según el supuesto realizado, obtenemos el esquema de reacción y luego elaboramos la ecuación del equilibrio electrónico.

P -3 da 8 e y se convierte en P +5 ;

Mn +7 toma 3e, pasando a Mn +4.

El LCM será 24, por lo que el fósforo debería tener un coeficiente estereométrico de 3 y el manganeso -8.

Ponemos los coeficientes en el proceso resultante, obtenemos:

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

El tercer ejemplo del examen.

Utilizando el equilibrio de iones de electrones, es necesario componer una reacción, indicar el agente reductor y el agente oxidante.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .

Según el algoritmo, colocamos estados de oxidación para cada elemento. A continuación, determinamos aquellas sustancias que se omiten en las partes derecha e izquierda del proceso. Aquí se dan un agente reductor y un agente oxidante, por lo que los estados de oxidación no cambian en los compuestos omitidos. El producto perdido será agua y el compuesto de partida será sulfato de potasio. Obtenemos el esquema de reacción para el cual haremos una balanza electrónica.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 agente reductor;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 agente oxidante.

Escribimos los coeficientes en la ecuación, sumando los átomos de manganeso del lado derecho del proceso, ya que pertenece al proceso de desproporción.

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.

Conclusión

Las reacciones redox son de particular importancia para el funcionamiento de los organismos vivos. Ejemplos de OVR son los procesos de putrefacción, fermentación, actividad nerviosa, respiración y metabolismo.

La oxidación y la reducción son relevantes para las industrias metalúrgica y química; gracias a dichos procesos, los metales pueden recuperarse de sus compuestos, protegerse de la corrosión química y procesarse.

Para elaborar un proceso redox en orgánico o es necesario utilizar un determinado algoritmo de acciones. Primero, en el esquema propuesto, se ordenan los estados de oxidación, luego se determinan aquellos elementos que aumentaron (bajaron) el indicador y se registra el balance electrónico.

Si sigue la secuencia de acciones propuestas anteriormente, podrá hacer frente fácilmente a las tareas propuestas en las pruebas.

Además del método de la balanza electrónica, también es posible calcular coeficientes mediante la recopilación de semirreacciones.

La lección analiza la esencia de las reacciones redox, su diferencia con las reacciones de intercambio iónico. Se explican los cambios en los estados de oxidación del agente oxidante y del agente reductor. Se introduce el concepto de balanza electrónica.

Tema: reacciones redox

Lección: reacciones redox

Considere la reacción del magnesio con el oxígeno. Escribimos la ecuación para esta reacción y ordenamos los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos:

Como puede verse, los átomos de magnesio y oxígeno en la composición de las sustancias iniciales y los productos de reacción tienen diferentes valores de estados de oxidación. Anotemos los esquemas de los procesos de oxidación y reducción que ocurren con los átomos de magnesio y oxígeno.

Antes de la reacción, los átomos de magnesio tenían un estado de oxidación igual a cero, después de la reacción - +2. Así, el átomo de magnesio perdió 2 electrones:

El magnesio dona electrones y se oxida, lo que significa que es un agente reductor.

Antes de la reacción, el estado de oxidación del oxígeno era cero y después de la reacción pasó a ser -2. Por tanto, el átomo de oxígeno se ha unido a sí mismo 2 electrones:

El oxígeno acepta electrones y él mismo se reduce, lo que significa que es un agente oxidante.

Escribimos el esquema general de oxidación y reducción:

El número de electrones dados es igual al número de electrones recibidos. Se mantiene el saldo electrónico.

EN reacciones redox Se producen procesos de oxidación y reducción, lo que significa que los estados de oxidación de los elementos químicos cambian. Este es un sello reacciones redox.

Las reacciones redox son reacciones en las que los elementos químicos cambian su estado de oxidación.

Considere ejemplos específicos de cómo distinguir una reacción redox de otras reacciones.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Para decir si una reacción es redox, es necesario ordenar los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos químicos.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Tenga en cuenta que los estados de oxidación de todos los elementos químicos a la izquierda y a la derecha del signo igual se mantuvieron sin cambios. Esto significa que esta reacción no es una reacción redox.

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

2. CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

Como resultado de esta reacción, los estados de oxidación del carbono y el oxígeno cambiaron. Además, el carbono aumentó su estado de oxidación y el oxígeno lo redujo. Anotemos los esquemas de oxidación y reducción:

C -8e \u003d C - proceso de oxidación

O + 2e \u003d O - proceso de recuperación

De modo que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, es decir respetado balance electrónico, es necesario multiplicar la segunda semirreacción por un factor de 4:

C -8e \u003d C - agente reductor, oxidado

O + 2e \u003d O 4 agente oxidante, reducido

El agente oxidante acepta electrones durante la reacción, bajando su estado de oxidación, se reduce.

El agente reductor dona electrones durante la reacción, aumentando su estado de oxidación, se oxida.

1. Mikityuk A.D. Colección de tareas y ejercicios de química. Grados 8-11 / d.C. Mikityuk. - M.: Ed. "Examen", 2009. (pág. 67)

2. Orzhekovsky P.A. Química: 9º grado: libro de texto. en general inst. / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Química: inorgánica. química. Organo. química: libro de texto. para 9 celdas. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Ilustración, JSC "Libros de texto de Moscú", 2009. (§ 5)

4. Khomchenko I.D. Colección de problemas y ejercicios de química para bachillerato. - M.: RIA "New Wave": Editorial Umerenkov, 2008. (p. 54-55)

5. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed. VIRGINIA. Volodin, al frente. científico ed. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003. (págs. 70-77)

Recursos web adicionales

1. Una colección única de recursos educativos digitales (videoexperiencias sobre el tema) ().

2. Una colección única de recursos educativos digitales (tareas interactivas sobre el tema) ().

3. Versión electrónica de la revista "Química y Vida" ().

Tarea

1. No. 10.40 - 10.42 de la "Colección de tareas y ejercicios de química para la escuela secundaria" I.G. Khomchenko, 2ª ed., 2008

2. La participación en la reacción de sustancias simples es un signo seguro de una reacción redox. Explicar por qué. Escriba las ecuaciones para las reacciones de conexión, sustitución y descomposición con la participación de oxígeno O 2.

Libro de tareas sobre química general e inorgánica.

2.2. Reacciones redox

Ver tareas >>>

parte teorica

Las reacciones redox incluyen reacciones químicas que van acompañadas de un cambio en los estados de oxidación de los elementos. En las ecuaciones de tales reacciones, la selección de coeficientes se lleva a cabo compilando balance electrónico. El método de selección de coeficientes mediante balanza electrónica consta de los siguientes pasos:

a) escriba las fórmulas de los reactivos y productos, luego encuentre los elementos que aumentan y disminuyen sus estados de oxidación y escríbalos por separado:

MnCO3 + KClO3 ® MnO2+ KCl + CO2

clv¼ = CL - I

mn II¼ = mn IV

b) componer las ecuaciones de semireacciones de reducción y oxidación, observando las leyes de conservación del número de átomos y carga en cada semirreacción:

media reacción recuperación clv + 6 mi - = CL - I

media reacción oxidación mn II- 2 mi - = mn IV

c) seleccionar factores adicionales para la ecuación de las semireacciones de modo que se cumpla la ley de conservación de la carga para la reacción en su conjunto, para lo cual el número de electrones aceptados en las semireacciones de reducción se iguala al número de electrones donado en la media reacción de oxidación:

clv + 6 mi - = CL - yo 1

mn II- 2 mi - = MN IV 3

d) anotar (según los factores encontrados) coeficientes estequiométricos en el esquema de reacción (se omite el coeficiente 1):

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

d) igualar el número de átomos de aquellos elementos que no cambian su estado de oxidación durante la reacción (si hay dos de esos elementos, entonces basta con igualar el número de átomos de uno de ellos y verificar el segundo ). Obtenga la ecuación de la reacción química:

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

Ejemplo 3. Ajuste de coeficientes en la ecuación redox

Fe2O3 + CO ® Fe + CO2

Solución

Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2

FeIII + 3 mi - = Fe 0 2

CII - 2 mi - = C IV 3

Con la oxidación (o reducción) simultánea de átomos de dos elementos de una sustancia, el cálculo se realiza para una unidad fórmula de esta sustancia.

Ejemplo 4 Ajuste de coeficientes en la ecuación redox

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

Solución

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

FeII- mi - = FeIII

- 11 mi - 4

2S - I - 10 mi - = 2SIV

O 2 0 + 4 mi - = 2O - II + 4 mi - 11

En los ejemplos 3 y 4, las funciones del agente oxidante y reductor se dividen entre diferentes sustancias, Fe 2 O 3 y O 2 - agentes oxidantes, CO y Fe(S)2 - agentes reductores; tales reacciones son intermolecular reacciones redox.

Cuando intramolecular Oxidación-reducción, cuando en una misma sustancia los átomos de un elemento se oxidan y los átomos de otro elemento se reducen, el cálculo se realiza para una unidad fórmula de la sustancia.

Ejemplo 5 Encuentra los coeficientes en la ecuación de la reacción redox.

(NH4)2CrO4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3

Solución

2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3

CR VI + 3 mi - = Cr III 2

2N - III - 6 mi - = norte 2 0 1

Para reacciones dismutaciones (desproporción, autooxidación- autocuración), en el que los átomos del mismo elemento en el reactivo se oxidan y reducen, primero se colocan factores adicionales en el lado derecho de la ecuación y luego se encuentra el coeficiente del reactivo.

Ejemplo 6. Coeficientes de ajuste en la ecuación de reacción de dismutación

H2O2 ® H2O + O2

Solución

2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2

oh - yo + mi - =O - II 2

2O - I - 2 mi - = O 2 0 1

Para la reacción de conmutación ( sinproporción), en el que los átomos de un mismo elemento de diferentes reactivos, como resultado de su oxidación y reducción, reciben el mismo estado de oxidación, los factores adicionales se anotan primero en el lado izquierdo de la ecuación.

Ejemplo 7 Seleccione los coeficientes en la ecuación de reacción de conmutación:

H 2 S + así 2 \u003d S + H 2 O

Solución

2 H 2 S + Entonces 2 \u003d 3 S + 2H 2 O

S - II - 2 mi - = S 0 2

VIS+4 mi - = S 0 1

Para seleccionar coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox que ocurren en una solución acuosa con la participación de iones, se utiliza el método equilibrio electrón-ion. El método de selección de coeficientes mediante el equilibrio electrón-ion consta de los siguientes pasos:

a) escriba las fórmulas de los reactivos de esta reacción redox

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

y establecer la función química de cada uno de ellos (aquí K2Cr2O7 - agente oxidante, H 2 SO 4 - medio de reacción ácido, H2S - agente reductor);

b) anotar (en la siguiente línea) las fórmulas de los reactivos en forma iónica, indicando solo aquellos iones (para electrolitos fuertes), moléculas (para electrolitos débiles y gases) y unidades fórmula (para sólidos) que participarán en la reacción como agente oxidante ( Cr2O72 - ), entornos ( H+- más precisamente, el catión oxonio H3O+ ) y agente reductor ( H2S):

Cr2O72 - + H + + H 2 S

c) determinar la fórmula reducida del agente oxidante y la forma oxidada del agente reductor, que debe ser conocida o especificada (por ejemplo, aquí el ion dicromato pasa cationes de cromo ( III), y sulfuro de hidrógeno - en azufre); estos datos se escriben en las dos líneas siguientes, se compilan las ecuaciones de iones de electrones de las semireacciones de reducción y oxidación y se seleccionan factores adicionales para las ecuaciones de semirreacción:

media reacción reducción de Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 mi - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

media reacción Oxidación de H2S - 2 mi - = S(t) + 2H + 3

d) al resumir las ecuaciones de las semireacciones, forman la ecuación iónica de esta reacción, es decir entrada suplementaria (b):

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

d) sobre la base de la ecuación iónica forman la ecuación molecular de esta reacción, es decir Complemente la entrada (a), y las fórmulas de cationes y aniones que están ausentes en la ecuación iónica se agrupan en fórmulas de productos adicionales ( K2SO4):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( m) + K 2 SO 4

f) verificar los coeficientes seleccionados por la cantidad de átomos de los elementos en las partes izquierda y derecha de la ecuación (generalmente es suficiente verificar solo la cantidad de átomos de oxígeno).

oxidadoY restaurado Las formas de agente oxidante y reductor a menudo difieren en el contenido de oxígeno (compárese Cr2O72 - y Cr3+ ). Por lo tanto, al compilar ecuaciones de semirreacción utilizando el método del equilibrio electrón-ion, incluyen pares H + / H 2 O (para un ambiente ácido) y OH - / H 2 O (para un ambiente alcalino). Si durante la transición de una forma a otra, la forma original (generalmente - oxidado) pierde sus iones de óxido (que se muestran a continuación entre corchetes), entonces estos últimos, dado que no existen en forma libre, deben combinarse con cationes de hidrógeno en un ambiente ácido y en un ambiente alcalino. - con moléculas de agua, lo que conduce a la formación de moléculas de agua (en un ambiente ácido) e iones de hidróxido (en un ambiente alcalino).):

ambiente ácido [ O2 - ] + 2 H + = H 2 O

ambiente alcalino [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -

Falta de iones de óxido en su forma original (más a menudo- reducido) en comparación con la forma final se compensa mediante la adición de moléculas de agua (en medio ácido) o iones de hidróxido (en medio alcalino):

ambiente ácido H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 H +

ambiente alcalino2 OH - = [ O 2 - ] + H2O

Ejemplo 8 Seleccione los coeficientes utilizando el método de equilibrio electrón-ion en la ecuación de reacción redox:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Solución

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 \u003d

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

2MnO4 - + 6 H + + 5 ASI QUE 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 ASI 4 2 -

MnO4 - + 8H + + 5 mi - = Mn2+ + 4H2O2

Entonces 3 2 - + H2O - 2 mi - = Entonces 4 2 - + 2 H + 5

Ejemplo 9. Seleccione los coeficientes utilizando el método de equilibrio electrón-ion en la ecuación de reacción redox:

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

Solución

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

Entonces 3 2 - +2OH - + 2MnO4 - = Entonces 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO4 - + 1 mi - = MnO4 2 - 2

Entonces 3 2 - +2OH - - 2 mi - = Entonces 4 2 - + H2O1

Si el ion permanganato se utiliza como agente oxidante en un ambiente débilmente ácido, entonces la ecuación de la semirreacción de reducción es:

MnO4 - + 4 H + + 3 mi - = MinnesotaO2( metro) + 2 H 2 O

y si en un medio débilmente alcalino, entonces

ORM 4 - + 2 H 2 O + 3 mi - = MinnesotaO2( metro) + 4 OH -

A menudo, un medio débilmente ácido y débilmente alcalino se denomina condicionalmente neutro, mientras que en las ecuaciones de media reacción de la izquierda solo se introducen moléculas de agua. En este caso, al compilar la ecuación, se debe (después de seleccionar factores adicionales) escribir una ecuación adicional que refleje la formación de agua a partir de iones H + y OH. - .

Ejemplo 10. Seleccione los coeficientes en la ecuación para la reacción que tiene lugar en un medio neutro:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Minnesota ACERCA DE 2( t) + Na 2 SO 4 ¼

Solución

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MinnesotaO2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 ASI 3 2 - = 2 MinnesotaO2( m) + 3 ASI QUE 4 2 - + 2 OH -

ORM 4 - + 2 H 2 O + 3 mi - = MinnesotaO2( metro) + 4 OH -

Entonces 3 2 - + H2O - 2 mi - = Entonces 4 2 - +2H+

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

Por lo tanto, si la reacción del ejemplo 10 se lleva a cabo simplemente drenando soluciones acuosas de permanganato de potasio y sulfito de sodio, entonces se desarrolla en un ambiente condicionalmente neutro (y de hecho, ligeramente alcalino) debido a la formación de hidróxido de potasio. Si la solución de permanganato de potasio está ligeramente acidificada, la reacción se desarrollará en un medio débilmente ácido (condicionalmente neutro).

Ejemplo 11. Seleccione los coeficientes en la ecuación para la reacción que tiene lugar en un ambiente débilmente ácido:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Minnesota ACERCA DE 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Solución

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2Mn O2( T) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2MnO4 - + 2 H + + 3 ASI QUE 3 2 - = 2 MinnesotaO2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -

MnO4 - +4H + + 3 mi - = Minnesota O2(t) + 2H2O2

Entonces 3 2 - + H2O - 2 mi - = Entonces 4 2 - + 2 H + 3

Formas de existencia de agentes oxidantes y reductores antes y después de la reacción, es decir. sus formas oxidada y reducida se llaman parejas redox. Entonces, se sabe por la práctica química (y esto debe recordarse) que el ion permanganato en un medio ácido forma un catión de manganeso ( II ) (par ORM 4 - + H + / Minnesota 2+ + H2O ), en un medio débilmente alcalino- óxido de manganeso (IV) (par ORM 4 - +H+ ¤ Minnesota O 2 (t) + H 2 O o ORM 4 - + H2O = Minnesota O2(t) + OH - ). La composición de las formas oxidada y reducida está determinada, por tanto, por las propiedades químicas de un elemento determinado en varios estados de oxidación, es decir, Estabilidad desigual de formas específicas en diversos medios de una solución acuosa. Todos los pares redox utilizados en esta sección se dan en los problemas 2.15 y 2.16.

¿Qué es un OVR? Se pueden encontrar ejemplos de tales reacciones no sólo en la química inorgánica sino también en la orgánica. En el artículo daremos definiciones de los principales términos utilizados en el análisis de dichas interacciones. Además, te daremos algunos OVR, ejemplos y soluciones de ecuaciones químicas que te ayudarán a comprender el algoritmo de acciones.

Definiciones basicas

Pero primero, recordemos las definiciones básicas que te ayudarán a comprender el proceso:

• Un agente oxidante es un átomo o ion capaz de aceptar electrones en el proceso de interacción. En forma de agentes oxidantes graves se encuentran los ácidos minerales y el permanganato de potasio.
• Un agente reductor es un ion o átomo que dona electrones de valencia a otros elementos.
• El proceso de unión de electrones libres se llama oxidación y el retroceso se llama reducción.

Algoritmo de acción

¿Cómo analizar ecuaciones OVR? Los ejemplos ofrecidos a los graduados escolares implican la colocación de coeficientes mediante balanza electrónica. Aquí está el procedimiento:

1. En primer lugar, es necesario establecer para todos los elementos los valores de los estados de oxidación en sustancias simples y complejas que participan en la transformación química propuesta.
2. A continuación se seleccionan aquellos elementos que han cambiado el valor digital.
3. Los signos "+" y "-" indican los electrones recibidos y dados, su número.
4. Además, entre ellos se determina el mínimo común múltiplo y se determinan los coeficientes.
5. Los números resultantes se ponen en la ecuación de reacción.

Primer ejemplo

¿Cómo completo una tarea relacionada con OVR? Los ejemplos ofrecidos en los exámenes finales de noveno grado no implican la adición de fórmulas de sustancias. Los chicos, por regla general, necesitan determinar los coeficientes y las sustancias que han cambiado los valores de valencia.

Considere esas OVR (reacciones), ejemplos de las cuales se ofrecen a los graduados del 11º grado. Los escolares deben complementar de forma independiente la ecuación con sustancias y solo después de eso, usar una balanza electrónica para ordenar los coeficientes:

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 \u003d Mn SO 4 + O 2 + ... + ...

Para empezar, ordenaremos los estados de oxidación de cada compuesto. Entonces, en peróxido de hidrógeno para el primer elemento, corresponde a +1 , en oxígeno -1 . En ácido sulfúrico, los siguientes indicadores: +1, +6, -2 (sumando cero). El oxígeno es una sustancia simple, por lo que tiene un estado de oxidación cero.

El saldo electrónico para esta interacción tiene la siguiente forma:

• Minnesota +7 toma 5 e = Mn+2 2, es un agente oxidante;
• 2I- da 2e = Yo 2 0 5, actúa como agente reductor.

En la etapa final de esta tarea, organizaremos los coeficientes en el esquema terminado y obtendremos:

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

Conclusión

Estos procesos han encontrado una aplicación seria en el análisis químico. Con su ayuda, puede abrir y separar varios iones y realizar el método de oximetría.

Una variedad de métodos de análisis físicos y químicos se basan en OVR. La teoría de las interacciones ácidas y básicas explica la cinética de los procesos en curso y permite realizar cálculos cuantitativos mediante ecuaciones.

Para que los escolares que eligieron química para el examen final aprueben con éxito estas pruebas, es necesario elaborar un algoritmo para igualar el OVR basado en el equilibrio electrónico. Los profesores trabajan con sus alumnos el método de ordenar los coeficientes, utilizando una variedad de ejemplos de química orgánica e inorgánica.

Las tareas relacionadas con la determinación de los estados de oxidación de elementos químicos en sustancias simples y complejas, así como el equilibrio entre los electrones aceptados y dados, son un elemento obligatorio de las pruebas de examen en el nivel educativo general principal. Sólo en el caso de completar con éxito tales tareas, podemos hablar sobre el desarrollo efectivo del curso escolar de química inorgánica, y también contar con obtener una alta calificación en el OGE, el Examen Estatal Unificado.