Hodina chémie na tému "Redoxné reakcie" (9. ročník). Príklady redoxných reakcií s roztokom. OVR: schémy Kniha úloh zo všeobecnej a anorganickej chémie

Cieľ: rozvoj zručností a schopností pri zostavovaní rovníc redoxných procesov zahŕňajúcich organické zlúčeniny.

Metódy: príbeh, práca s prezentáciou, diskusia, samostatná práca, tímová práca.

učiteľ:

Čo sú redoxné reakcie z hľadiska pojmu „oxidačný stav chemických prvkov“? (snímka 2)

/ Redoxné reakcie sú reakcie, pri ktorých súčasne prebiehajú oxidačné a redukčné procesy a spravidla sa menia oxidačné stavy prvkov. /

Zvážte proces na príklade interakcie acetaldehydu s koncentrovanou kyselinou sírovou:

Pri zostavovaní tejto rovnice sa používa metóda elektronickej váhy. Metóda je založená na porovnaní oxidačných stavov atómov vo východiskových látkach a reakčných produktoch. Hlavnou požiadavkou na formulovanie rovníc touto metódou je, že počet daných elektrónov sa musí rovnať počtu prijatých elektrónov.

Redoxné reakcie sú reakcie, pri ktorých sa elektróny prenášajú z jedného atómu, molekuly alebo iónu na druhý.

Oxidácia je proces darovania elektrónov, ktorý zvyšuje oxidačný stav.

Redukcia je proces pridávania elektrónov a oxidačný stav sa znižuje.

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny, sú oxidované; sú reštaurátori.
Atómy, ióny alebo molekuly, ktoré prijímajú elektróny, sú redukované; sú oxidačné činidlá.

Oxidáciu vždy sprevádza redukcia, redukcia je spojená s oxidáciou.

Redoxné reakcie sú zjednotením dvoch opačných procesov: oxidácie a redukcie.

Samostatná práca č.2 na náučnej mape: pomocou metódy elektronickej rovnováhy nájdite a nastavte koeficienty v nasledujúcej schéme redoxnej reakcie:

Mn02 + H2S04 → MnS04 + 02 + H20 (2Mn02 + 2H2S04 → 2MnS04 + 02 + 2H20)

učiteľ:

Naučiť sa nájsť koeficienty v OVR však neznamená vedieť ich skladať. Je potrebné poznať správanie látok v OVR, predvídať priebeh reakcií a určiť zloženie výsledných produktov v závislosti od reakčných podmienok.

Aby sme pochopili, v ktorých prípadoch sa prvky správajú ako oxidačné činidlá a v ktorých ako redukčné činidlá, musíme sa odvolať na periodický systém D.I. Mendelejeva. Ak hovoríme o jednoduchých látkach, potom by redukčné vlastnosti mali byť vlastné tým prvkom, ktoré majú väčší atómový polomer v porovnaní so zvyškom a malý (1 - 3) počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni. Preto ich môžu pomerne ľahko rozdať. Väčšinou ide o kovy. Najsilnejšie redukčné vlastnosti z nich sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín nachádzajúce sa v hlavných podskupinách skupín I a II (napríklad sodík, draslík, vápnik atď.).

Najtypickejšie nekovy, ktoré majú štruktúru vonkajšej elektrónovej vrstvy blízko dokončenia a oveľa menší atómový polomer v porovnaní s kovmi rovnakého obdobia, pomerne ľahko prijímajú elektróny a správajú sa ako oxidačné činidlá pri redoxných reakciách. Najsilnejšími oxidačnými činidlami sú ľahké prvky hlavných podskupín skupín VI-VII, napríklad fluór, chlór, bróm, kyslík, síra atď.

Zároveň je potrebné pripomenúť, že delenie jednoduchých látok na oxidačné a redukčné činidlá je rovnako relatívne ako delenie na kovy a nekovy. Ak sa nekovy dostanú do prostredia, kde je prítomné silnejšie oxidačné činidlo, potom môžu vykazovať redukčné vlastnosti. Prvky v rôznych oxidačných stavoch sa môžu správať odlišne.

Ak má prvok najvyšší oxidačný stav, potom môže byť iba oxidačným činidlom. Napríklad v HN +5 O 3 môže byť dusík v stave + 5 iba oxidačným činidlom a prijímať elektróny.

Len redukčným činidlom môže byť prvok v najnižšom oxidačnom stupni. Napríklad v N -3 H 3 dusík v stave -3 môže darovať elektróny, t.j. je reštaurátor.

Prvky v stredných kladných oxidačných stavoch môžu darovať aj prijímať elektróny, a preto sú schopné správať sa ako oxidačné alebo redukčné činidlá v závislosti od podmienok. Napríklad N+3, S+4. Keď sa dostanú do prostredia so silným oxidačným činidlom, správajú sa ako redukčné činidlá. Naopak, v redukčnom prostredí sa správajú ako oxidačné činidlá.

Podľa redoxných vlastností možno látku rozdeliť do troch skupín:

oxidačné činidlá

redukčné činidlá

oxidačné činidlá - redukčné činidlá

Samostatná práca č.3 na inštruktážnej mape: v ktorej z vyššie uvedených schém reakčných rovníc vykazuje MnO 2 vlastnosti oxidačného činidla a v ktorej - vlastnosti redukčného činidla:

2MnO2 + O2 + 4KOH \u003d 2K2MnO4 + 2H20 (Mn02 je redukčné činidlo)

Mn02 + 4HCI \u003d MnCI2 + CI2 + 2H20 (Mn02 je oxidačné činidlo)

Najdôležitejšie oxidačné činidlá a ich redukčné produkty

1. Kyselina sírová - H 2 SO 4 je oxidačné činidlo

A) Rovnica pre interakciu zinku so zriedenou H 2 SO 4 (snímka 3)

Ktorý ión je oxidačným činidlom v tejto reakcii? (H+)

Redukčný produkt kovu v napäťovej sérii až po vodík je H2.

B) Zvážte inú reakciu - interakciu zinku s koncentrovanou H 2 SO 4 (snímka 4)

Ktoré atómy menia svoj oxidačný stav? (zinok a síra)

Koncentrovaná kyselina sírová (98 %) obsahuje 2 % vody a soľ sa získava v roztoku. V reakcii sa skutočne zúčastňujú síranové ióny. Produktom regenerácie je sírovodík.

V závislosti od aktivity kovu sú produkty redukcie koncentrovanej H 2 SO 4 rôzne: H 2 S, S, SO 2.

2. Ďalšia kyselina - kyselina dusičná - je tiež oxidačným činidlom vďaka dusičnanovému - NO 3 - iónu. Oxidačná sila dusičnanového iónu je oveľa vyššia ako iónu H+ a vodíkový ión sa neredukuje na atóm, takže keď kyselina dusičná interaguje s kovmi, vodík sa nikdy neuvoľňuje, ale vytvárajú sa rôzne zlúčeniny dusíka. Závisí to od koncentrácie kyseliny a aktivity kovu. Zriedená kyselina dusičná je redukovaná hlbšie ako koncentrovaná (pre rovnaký kov) (snímka 6)

Diagramy označujú produkty, ktorých obsah je maximálny spomedzi možných produktov redukcie kyselín.

Zlato a platina nereagujú s HNO3, ale tieto kovy sa rozpúšťajú v „aqua regia“ – zmesi koncentrovaných kyselín chlorovodíkovej a dusičnej v pomere 3:1.

Au + 3HCI (konc.) + HN03 (konc.) = AuCI3 + NO + 2H20

3. Najsilnejším oxidačným činidlom spomedzi jednoduchých látok je fluór. Je však príliš aktívny a je ťažké ho získať vo voľnej forme. Preto sa v laboratóriách ako oxidačné činidlo používa manganistan draselný KMnO 4. Jeho oxidačná schopnosť závisí od koncentrácie roztoku, teploty a prostredia.

Vytvorenie problémovej situácie: Pripravoval som na lekciu roztok manganistanu draselného („manganistan draselný“), rozlial som pohár roztoku a zafarbil som svoj obľúbený chemický náter. Navrhnite (po vykonaní laboratórneho experimentu) látku, s ktorou môžete župan vyčistiť.

Oxidačno-redukčné reakcie môžu prebiehať v rôznych médiách. V závislosti od prostredia sa môže meniť charakter reakcie medzi rovnakými látkami: prostredie ovplyvňuje zmenu oxidačných stavov atómov.

Kyselina sírová sa zvyčajne pridáva na vytvorenie kyslého prostredia. Soľ a dusík sa používajú menej často, pretože. prvý je schopný oxidácie a druhý je sám o sebe silným oxidačným činidlom a môže spôsobiť vedľajšie procesy. Na vytvorenie alkalického prostredia sa používa hydroxid draselný alebo sodný, na vytvorenie neutrálneho sa používa voda.

Laboratórne skúsenosti: (pravidlá TBC)

Štyri očíslované skúmavky sa naplnia 1-2 ml zriedeného roztoku manganistanu draselného. Do prvej skúmavky pridajte niekoľko kvapiek roztoku kyseliny sírovej, do druhej vodu, do tretej pridajte hydroxid draselný, štvrtú skúmavku nechajte ako kontrolu. Potom nalejte roztok siričitanu sodného do prvých troch skúmaviek a jemne pretrepte. Poznámka. Ako sa mení farba roztoku v každej skúmavke. (snímky 7, 8)

Výsledky laboratórneho experimentu:

Regeneračné produkty KMnO 4 (MnO 4) -:

v kyslom prostredí - Mn + 2 (soľ), bezfarebný roztok;

v neutrálnom prostredí - MnO 2, hnedá zrazenina;

v alkalickom prostredí - MnO 4 2-, zelenom rozt. (snímka 9,)

Pre reakčné schémy:

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

Vyberte koeficienty pomocou metódy elektronického vyváženia. Špecifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo (snímka 10)

(Úloha je viacúrovňová: silní študenti si sami zapíšu produkty reakcie)

Urobili ste laboratórny pokus, navrhnite látku, s ktorou môžete vyčistiť župan.

Demo skúsenosti:

Škvrny z roztoku manganistanu draselného sa rýchlo odstránia roztokom peroxidu vodíka okysleného kyselinou octovou:

2KMnO4 + 9H202 + 6CH3COOH = 2Mn(CH3COO)2 + 2CH3COOK + 7O2 + 12H20

Staré škvrny manganistanu draselného obsahujú oxid mangánu (IV), takže prebehne ďalšia reakcia:

Mn02 + 3H202 + 2CH3COOH = Mn(CH3COO)2 + 202 + 4H20 (snímka 12)

Po odstránení škvŕn je potrebné kus látky umyť vodou.

učiteľ:

Hodnota redoxných reakcií

Cieľ: Ukázať študentom dôležitosť redoxných reakcií v chémii, technike a každodennom živote človeka. Metódy: práca s prezentáciou, diskusia, samostatná práca, kolektívna práca.

V rámci jednej lekcie nie je možné zvážiť celú škálu redoxných reakcií. Ale ich význam v chémii, technike a každodennom živote človeka nemožno preceňovať. Redoxné reakcie sú základom výroby kovov a zliatin, vodíka a halogénov, zásad a liečiv. Fungovanie biologických membrán, mnohé prírodné procesy sú spojené s redoxnými reakciami: metabolizmus, fermentácia, dýchanie, fotosyntéza. Bez pochopenia podstaty a mechanizmov priebehu oxidačno-redukčných reakcií si nemožno predstaviť činnosť chemických zdrojov energie (akumulátory a batérie), výrobu ochranných náterov a virtuózne spracovanie kovových povrchov výrobkov. Na účely bielenia a dezinfekcie sa využívajú oxidačné vlastnosti takých známych činidiel, ako je peroxid vodíka, manganistan draselný, chlór a bielidlo alebo bielenie. Chlór ako silné oxidačné činidlo sa používa na sterilizáciu čistej vody a dezinfekciu odpadových vôd.

Pracujte so záznamom prezentácie v zošite.

Predtým, ako uvedieme príklady redoxných reakcií s roztokom, vyberme si hlavné definície spojené s týmito transformáciami.

Tie atómy alebo ióny, ktoré počas interakcie menia svoj oxidačný stav s poklesom (prijímajú elektróny), sa nazývajú oxidačné činidlá. Medzi látkami s takýmito vlastnosťami možno zaznamenať silné anorganické kyseliny: sírovú, chlorovodíkovú, dusičnú.

Oxidačné činidlo

Manganistan a chrómany alkalických kovov sú tiež silné oxidačné činidlá.

Oxidačné činidlo berie v priebehu reakcie, ktorú potrebuje na dokončenie úrovne energie (ustanovenie dokončenej konfigurácie).

Redukčné činidlo

Akákoľvek schéma redoxnej reakcie zahŕňa identifikáciu redukčného činidla. Zahŕňa ióny alebo neutrálne atómy, ktoré môžu počas interakcie zvýšiť oxidačný stav (dať elektróny iným atómom).

Ako typické redukčné činidlá možno uviesť atómy kovov.

Procesy v OVR

Čo ešte charakterizuje zmena oxidačných stavov východiskových látok.

Oxidácia zahŕňa proces uvoľňovania negatívnych častíc. Obnova zahŕňa ich odobratie z iných atómov (iónov).

Algoritmus analýzy

Príklady redoxných reakcií s roztokom sú ponúkané v rôznych referenčných materiáloch určených na prípravu študentov stredných škôl na absolventské testy z chémie.

Aby bolo možné úspešne zvládnuť úlohy navrhnuté v OGE a USE, je dôležité poznať algoritmus na zostavovanie a analýzu redoxných procesov.

1. Najprv sa uvedú hodnoty náboja všetkých prvkov v látkach navrhnutých v schéme.
2. Z ľavej strany reakcie sa vypisujú atómy (ióny), ktoré počas interakcie zmenili ukazovatele.
3. So zvyšovaním stupňa oxidácie sa používa znak „-“ a so znížením „+“.
4. Medzi danými a prijatými elektrónmi je určený najmenší spoločný násobok (počet, ktorým sú bezo zvyšku delené).
5. Pri delení LCM na elektróny získame stereochemické koeficienty.
6. Umiestňujeme ich pred vzorce v rovnici.

Prvý príklad z OGE

V deviatom ročníku nie všetci žiaci vedia riešiť redoxné reakcie. To je dôvod, prečo robia veľa chýb, nedostávajú vysoké skóre pre OGE. Algoritmus akcií je uvedený vyššie, teraz sa ho pokúsime rozpracovať na konkrétnych príkladoch.

Zvláštnosťou úloh týkajúcich sa umiestnenia koeficientov v navrhovanej reakcii, vydaných pre absolventov hlavného stupňa vzdelávania, je, že je uvedená ľavá aj pravá časť rovnice.

To značne zjednodušuje úlohu, pretože nie je potrebné samostatne vymýšľať produkty interakcie, vyberať chýbajúce východiskové materiály.

Napríklad sa navrhuje použiť elektronické váhy na identifikáciu koeficientov v reakcii:

Na prvý pohľad táto reakcia nevyžaduje stereochemické koeficienty. Na potvrdenie jeho názoru je však potrebné, aby všetky prvky mali účtovné čísla.

V binárnych zlúčeninách, ktoré zahŕňajú oxid meďnatý (2) a oxid železa (2), je súčet oxidačných stavov nula, keďže pre kyslík je to -2, pre meď a železo je tento indikátor +2. Jednoduché látky nedávajú (neprijímajú) elektróny, preto sa vyznačujú nulovou hodnotou oxidačného stavu.

Urobme elektronickú váhu, ukazujúcu znamienka "+" a "-" počet prijatých a odovzdaných v priebehu interakcie elektrónov.

Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.

Keďže počet elektrónov prijatých a odovzdaných počas interakcie je rovnaký, nemá zmysel hľadať najmenší spoločný násobok, určovať stereochemické koeficienty a vkladať ich do navrhovanej schémy interakcie.

Na získanie maximálneho skóre za úlohu je potrebné nielen zapísať príklady redoxných reakcií s roztokom, ale aj samostatne vypísať vzorec oxidačného činidla (CuO) a redukčného činidla (Fe).

Druhý príklad s OGE

Uveďme si ešte príklady redoxných reakcií s riešením, s ktorým sa môžu stretnúť deviataci, ktorí si za záverečnú skúšku vybrali chémiu.

Predpokladajme, že sa navrhuje usporiadať koeficienty do rovnice:

Na+HCI=NaCI+H2.

Na zvládnutie úlohy je najprv dôležité určiť ukazovatele oxidačných stavov pre každú jednoduchú a zložitú látku. Pre sodík a vodík sa budú rovnať nule, pretože ide o jednoduché látky.

V kyseline chlorovodíkovej má vodík kladný a chlór záporný oxidačný stav. Po umiestnení koeficientov dostaneme reakciu s koeficientmi.

Prvá zo skúšky

Ako doplniť redoxné reakcie? Príklady s riešením nájdeným v USE (11. stupeň) zahŕňajú pridanie medzier, ako aj umiestnenie koeficientov.

Napríklad je potrebné doplniť reakciu elektronickou váhou:

H2S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Určte redukčné činidlo a oxidačné činidlo v navrhovanej schéme.

Ako sa naučiť skladať redoxné reakcie? Vzorka predpokladá použitie špecifického algoritmu.

Najprv vo všetkých látkach daných stavom problému je potrebné nastaviť oxidačné stavy.

Ďalej musíte analyzovať, ktorá látka sa v tomto procese môže stať neznámym produktom. Keďže je tu prítomné oxidačné činidlo (svoju úlohu zohráva mangán), redukčné činidlo (je to síra), oxidačné stavy sa v požadovanom produkte nemenia, teda je to voda.

Pri hádke o tom, ako správne vyriešiť redoxné reakcie, poznamenávame, že ďalším krokom bude zostavenie elektronického pomeru:

Mn +7 trvá 3 e = Mn +4;

S-2 dáva 2e= S0.

Katión mangánu je redukčné činidlo, zatiaľ čo anión síry je typické oxidačné činidlo. Keďže najmenší násobok medzi prijatými a danými elektrónmi bude 6, dostaneme koeficienty: 2, 3.

Posledným krokom bude nastavenie koeficientov v pôvodnej rovnici.

3H2S+ 2HMn04 = 3S+ 2Mn02 + 4H20.

Druhá vzorka OVR na skúške

Ako správne písať redoxné reakcie? Príklady s riešením pomôžu vypracovať algoritmus akcií.

Na vyplnenie medzier v reakcii sa navrhuje použiť metódu elektronickej váhy:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Usporiadame oxidačné stavy všetkých prvkov. Pri tomto procese sa oxidačné vlastnosti prejavujú mangánom, ktorý je súčasťou kompozície a redukčným činidlom by mal byť fosfor, meniaci svoj oxidačný stav na kladný v kyseline fosforečnej.

Podľa predpokladu získame reakčnú schému, potom zostavíme rovnicu elektronickej rovnováhy.

P -3 dáva 8 e a mení sa na P +5;

Mn +7 trvá 3e a prechádza na Mn +4 .

LCM bude 24, takže fosfor by mal mať stereometrický koeficient 3 a mangán -8.

Do výsledného procesu vložíme koeficienty, dostaneme:

3 PH3 + 8 HMn04 = 8 Mn02 + 4H20+ 3H3P04.

Tretí príklad zo skúšky

Pomocou elektrón-iónovej rovnováhy musíte zostaviť reakciu, uviesť redukčné činidlo a oxidačné činidlo.

KMn04 + MnS04 +...= Mn02 +...+ H2S04.

Podľa algoritmu umiestňujeme oxidačné stavy pre každý prvok. Ďalej určujeme tie látky, ktoré sú vynechané v pravej a ľavej časti procesu. Je tu uvedené redukčné činidlo a oxidačné činidlo, takže oxidačné stavy sa vo vynechaných zlúčeninách nemenia. Strateným produktom bude voda a východiskovou zlúčeninou bude síran draselný. Dostaneme reakčnú schému, pre ktorú urobíme elektronickú váhu.

Mn+2-2 e= Mn+43 redukčné činidlo;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 oxidačné činidlo.

Koeficienty zapíšeme do rovnice, pričom sčítame atómy mangánu na pravej strane procesu, keďže patrí do procesu disproporcionácie.

2KMn04 + 3MnS04 + 2H20 \u003d 5Mn02 + K2S04 + 2H2S04.

Záver

Redoxné reakcie sú mimoriadne dôležité pre fungovanie živých organizmov. Príkladmi OVR sú procesy hniloby, fermentácie, nervovej aktivity, dýchania a metabolizmu.

Oxidácia a redukcia sú relevantné pre hutnícky a chemický priemysel, vďaka takýmto procesom možno kovy z ich zlúčenín obnoviť, chrániť pred chemickou koróziou a spracovať.

Na zostavenie redoxného procesu v organickom alebo je potrebné použiť určitý algoritmus akcií. Najprv sa v navrhovanej schéme usporiadajú oxidačné stavy, potom sa určia tie prvky, ktoré zvýšili (znížili) indikátor, a zaznamená sa elektronická váha.

Ak budete postupovať podľa vyššie navrhovanej postupnosti akcií, môžete ľahko zvládnuť úlohy ponúkané v testoch.

Okrem metódy elektronickej rovnováhy je umiestňovanie koeficientov možné aj zostavovaním polovičných reakcií.

Lekcia pojednáva o podstate redoxných reakcií, ich rozdiele od iónomeničových reakcií. Vysvetlené sú zmeny oxidačných stavov oxidačného činidla a redukčného činidla. Zavádza sa pojem elektronickej váhy.

Téma: Redoxné reakcie

Lekcia: Redoxné reakcie

Zvážte reakciu horčíka s kyslíkom. Napíšeme rovnicu pre túto reakciu a usporiadame hodnoty oxidačných stavov atómov prvkov:

Ako je možné vidieť, atómy horčíka a kyslíka v zložení počiatočných látok a reakčných produktov majú rôzne hodnoty oxidačných stavov. Zapíšme si schémy oxidačných a redukčných procesov vyskytujúcich sa s atómami horčíka a kyslíka.

Pred reakciou mali atómy horčíka oxidačný stav rovný nule, po reakcii - +2. Atóm horčíka teda stratil 2 elektróny:

Horčík daruje elektróny a sám sa oxiduje, čo znamená, že je redukčným činidlom.

Pred reakciou bol oxidačný stav kyslíka nulový a po reakcii bol -2. Atóm kyslíka má teda k sebe pripojené 2 elektróny:

Kyslík prijíma elektróny a sám sa redukuje, čo znamená, že ide o oxidačné činidlo.

Napíšeme všeobecnú schému oxidácie a redukcie:

Počet daných elektrónov sa rovná počtu prijatých. Elektronická rovnováha je zachovaná.

IN redoxné reakcie dochádza k procesom oxidácie a redukcie, čo znamená, že sa menia oxidačné stavy chemických prvkov. Toto je charakteristický znak redoxné reakcie.

Redoxné reakcie sú reakcie, pri ktorých chemické prvky menia svoj oxidačný stav.

Zvážte konkrétne príklady, ako rozlíšiť redoxnú reakciu od iných reakcií.

1. NaOH + HCl \u003d NaCl + H20

Aby bolo možné povedať, či je reakcia redoxná, je potrebné usporiadať hodnoty oxidačných stavov atómov chemických prvkov.

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

1. NaOH + HCl \u003d NaCl + H20

Upozorňujeme, že oxidačné stavy všetkých chemických prvkov naľavo a napravo od znamienka rovnosti zostali nezmenené. To znamená, že táto reakcia nie je redoxnou reakciou.

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

2. CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H20

V dôsledku tejto reakcie sa zmenili oxidačné stavy uhlíka a kyslíka. Okrem toho uhlík zvýšil svoj oxidačný stav a kyslík ho znížil. Zapíšme si schémy oxidácie a redukcie:

C -8e \u003d C - oxidačný proces

O + 2e \u003d O - proces obnovy

Aby sa počet daných elektrónov rovnal počtu prijatých, t.j. rešpektovaný elektronické váhy, je potrebné vynásobiť druhú polovičnú reakciu faktorom 4:

C -8e \u003d C - redukčné činidlo, oxidované

O + 2e \u003d O4 oxidačné činidlo, redukované

Oxidačné činidlo počas reakcie prijíma elektróny, čím sa znižuje jeho oxidačný stav, redukuje sa.

Redukčné činidlo daruje počas reakcie elektróny, čím sa zvyšuje jeho oxidačný stav, oxiduje sa.

1. Mikityuk A.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie. Ročníky 8-11 / A.D. Mikityuk. - M.: Ed. "Skúška", 2009. (s. 67)

2. Oržekovskij P.A. Chémia: 9. ročník: učebnica. pre všeobecné inšt. / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Chémia: anorganická. chémia. Organ. chémia: učebnica. pre 9 buniek. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Osveta, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§ 5)

4. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M .: RIA "Nová vlna": Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 54-55)

5. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V.A. Volodin, vedúci. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003. (s. 70-77)

Ďalšie webové zdroje

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (videozážitky na danú tému) ().

2. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (interaktívne úlohy na danú tému) ().

3. Elektronická verzia časopisu "Chémia a život" ().

Domáca úloha

1. č.10,40 - 10,42 zo "Zbierky úloh a cvičení z chémie pre strednú školu" I.G. Khomchenko, 2. vydanie, 2008

2. Účasť na reakcii jednoduchých látok je istým znakom redoxnej reakcie. Vysvetli prečo. Napíšte rovnice reakcií spojenia, substitúcie a rozkladu za účasti kyslíka O 2.

Kniha úloh zo všeobecnej a anorganickej chémie

2.2. Redoxné reakcie

Pozri úlohy >>>

Teoretická časť

Redoxné reakcie zahŕňajú chemické reakcie, ktoré sú sprevádzané zmenou oxidačných stavov prvkov. V rovniciach takýchto reakcií sa výber koeficientov uskutočňuje kompiláciou elektronické váhy. Spôsob výberu koeficientov pomocou elektronickej váhy pozostáva z nasledujúcich krokov:

a) napíšte vzorce reaktantov a produktov a potom nájdite prvky, ktoré zvyšujú a znižujú ich oxidačné stavy, a zapíšte ich samostatne:

MnC03 + KCl03 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = Cl - ja

Mn II¼ = Mn IV

b) zostavte rovnice polovičných reakcií redukcie a oxidácie pri dodržaní zákonov zachovania počtu atómov a náboja v každej polovičnej reakcii:

polovičná reakcia zotavenie Cl V + 6 e - = Cl - ja

polovičná reakcia oxidácia Mn II- 2 e - = Mn IV

c) do rovnice polovičných reakcií vybrať ďalšie faktory tak, aby bol splnený zákon zachovania náboja pre reakciu ako celok, pre ktorú sa počet prijatých elektrónov v redukčných polovičných reakciách rovná počtu elektrónov darované v oxidačnej polovičnej reakcii:

Cl V + 6 e - = Cl - ja 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) do reakčnej schémy uveďte (podľa zistených faktorov) stechiometrické koeficienty (koeficient 1 je vynechaný):

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

d) vyrovnajte počet atómov tých prvkov, ktoré v priebehu reakcie nemenia svoj oxidačný stav (ak sú také prvky dva, potom stačí vyrovnať počet atómov jedného z nich a skontrolovať druhý ). Získajte rovnicu chemickej reakcie:

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

Príklad 3. Fit koeficienty v redoxnej rovnici

Fe203 + CO ® Fe + CO2

Riešenie

Fe203 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO2

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Pri súčasnej oxidácii (alebo redukcii) atómov dvoch prvkov jednej látky sa výpočet vykonáva pre jednu jednotku vzorca tejto látky.

Príklad 4 Fit koeficienty v redoxnej rovnici

Fe(S )2 + 02 = Fe203 + SO2

Riešenie

4 Fe(S )2 + 1102 = 2 Fe203 + 8 SO2

Fe II- e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - ja - 10 e - = 2SIV

O20 + 4 e - = 20 - II + 4 e - 11

V príkladoch 3 a 4 sú funkcie oxidačného a redukčného činidla rozdelené medzi rôzne látky, Fe203 a O2 - oxidačné činidlá, CO a Fe(S)2 - redukčné činidlá; takéto reakcie sú intermolekulárne redoxné reakcie.

Kedy intramolekulárne oxidačno-redukcia, keď sa v tej istej látke oxidujú atómy jedného prvku a redukujú sa atómy iného prvku, výpočet sa vykonáva pre jednu vzorcovú jednotku látky.

Príklad 5 Nájdite koeficienty v rovnici redoxnej reakcie

(NH4)2Cr04 ® Cr203 + N2 + H20 + NH3

Riešenie

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

Cr VI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N201

Pre reakcie dismutácie (disproporcie, autooxidácia- self-healing), v ktorom sú atómy toho istého prvku v činidle oxidované a redukované, ďalšie faktory sú uvedené najprv na pravej strane rovnice a potom je nájdený koeficient pre činidlo.

Príklad 6. Fit koeficienty v rovnici dismutačnej reakcie

H202 ® H20 + O2

Riešenie

2H202 \u003d 2H20 + O2

O - I+ e - =O - II 2

20 - ja - 2 e - = 0201

Pre komutačnú reakciu ( synproporcionácia), v ktorom atómy toho istého prvku rôznych činidiel v dôsledku ich oxidácie a redukcie dostávajú rovnaký oxidačný stav, ďalšie faktory sú uvedené najskôr na ľavej strane rovnice.

Príklad 7 Vyberte koeficienty v rovnici komutačnej reakcie:

H2S + SO2 \u003d S + H20

Riešenie

2H2S + S02 \u003d3S + 2H20

S - II - 2 e - = S02

SIV+4 e - = S01

Na výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií prebiehajúcich vo vodnom roztoku za účasti iónov sa používa metóda elektrón-iónová rovnováha. Metóda výberu koeficientov pomocou elektrón-iónovej rovnováhy pozostáva z nasledujúcich krokov:

a) zapíšte si vzorce činidiel tejto redoxnej reakcie

K2Cr207 + H2SO4 + H2S

a stanovte chemickú funkciu každého z nich (tu K2Cr207 - oxidačné činidlo, H2SO4 - kyslé reakčné médium, H 2 S - redukčné činidlo);

b) napíšte (na ďalší riadok) vzorce činidiel v iónovej forme, pričom uveďte iba tie ióny (pre silné elektrolyty), molekuly (pre slabé elektrolyty a plyny) a jednotky vzorca (pre tuhé látky), ktoré sa zúčastnia reakcia ako oxidačné činidlo ( Cr2072 - ), prostredia ( H+- presnejšie oxóniový katión H3O+ ) a redukčné činidlo ( H2S):

Cr2072 - + H++ H2S

c) určiť redukovaný vzorec oxidačného činidla a oxidovanú formu redukčného činidla, ktoré musia byť známe alebo špecifikované (napríklad tu dvojchrómový ión prechádza katióny chrómu ( III) a sírovodík - na síru); tieto údaje sú napísané na nasledujúcich dvoch riadkoch, zostavia sa elektrón-iónové rovnice redukčných a oxidačných polovičných reakcií a pre rovnice polovičnej reakcie sa vyberú ďalšie faktory:

polovičná reakcia redukcia Cr 2 O 7 2 - +14H++ 6 e - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H20 1

polovičná reakcia H 2 S oxidácia - 2 e - = S(t) + 2H + 3

d) sčítaním rovníc polovičných reakcií zostavia iónovú rovnicu tejto reakcie, t.j. dodatkový záznam (b):

Cr2072 - + 8 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H20 + 3 S ( T)

d) na základe iónovej rovnice zostavte molekulovú rovnicu tejto reakcie, t.j. doplniť položku (a) a vzorce katiónov a aniónov, ktoré v iónovej rovnici chýbajú, sú zoskupené do vzorcov ďalších produktov ( K2SO4):

K2Cr207 + 4H2S04 + 3H2S \u003d Cr2(SO4)3 + 7H20 + 3S ( m) + K2S04

f) skontrolujte zvolené koeficienty podľa počtu atómov prvkov v ľavej a pravej časti rovnice (zvyčajne stačí skontrolovať len počet atómov kyslíka).

oxidovanéA obnovené formy oxidačného a redukčného činidla sa často líšia obsahom kyslíka (porov Cr2072 - a Cr3+ ). Preto pri zostavovaní rovníc polovičnej reakcie metódou elektrón-iónovej rovnováhy zahŕňajú páry H + / H 2 O (pre kyslé prostredie) a OH - / H 2 O (pre alkalické prostredie). Ak pri prechode z jednej formy do druhej, pôvodná forma (zvyčajne - oxidované) stráca svoje oxidové ióny (uvedené nižšie v hranatých zátvorkách), potom tieto, keďže neexistujú vo voľnej forme, musia byť kombinované s katiónmi vodíka v kyslom prostredí a v alkalickom prostredí - s molekulami vody, čo vedie k tvorbe molekúl vody (v kyslom prostredí) a hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí):

kyslé prostredie[ O2 - ]+2H+ = H20

alkalické prostredie [O2 - ] + H20 \u003d2OH -

Nedostatok oxidových iónov v ich pôvodnej forme (častejšie- znížená) v porovnaní s konečnou formou je kompenzovaná pridaním molekúl vody (v kyslom prostredí) alebo hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí):

kyslé prostredie H 2 O \u003d [ O 2 - ]+ 2H+

alkalické prostredie2 OH - = [02 - ] + H20

Príklad 8 Vyberte koeficienty pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy v rovnici redoxnej reakcie:

® MnS04 + H20 + Na2S04+ ¼

Riešenie

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

2 MnSO4 + 3 H20 + 5 Na2S04 + + K2S04

2 Mn04 - + 6H++ 5S03 2 - = 2 Mn2+ + 3 H20 + 5S04 2 -

Mn04 - + 8H + + 5 e - = Mn2+ + 4 H202

SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - + 2H + 5

Príklad 9. Vyberte koeficienty pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy v rovnici redoxnej reakcie:

Na2S03 + KOH + KMnO4 ® Na2S04 + H20 + K2Mn04

Riešenie

Na2S03 + 2 KOH + 2 KMnO4 = Na2S04 + H20 + 2 K2MnO4

SO 3 2 - + 2OH - + 2 Mn04 - = SO42 - + H20 + 2 Mn04 2 -

Mn04 - + 1 e - = Mn04 2 - 2

SO 3 2 - + 2OH - - 2 e - = SO42 - + H201

Ak sa manganistanový ión používa ako oxidačné činidlo v slabo kyslom prostredí, potom rovnica redukčnej polovičnej reakcie je:

Mn04 - + 4H++ 3 e - = MnO 2( m) + 2 H20

a ak v slabo alkalickom médiu, tak

MNO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -

Často sa slabo kyslé a slabo zásadité médium podmienečne nazýva neutrálne, zatiaľ čo do rovníc polovičnej reakcie vľavo sa zavádzajú iba molekuly vody. V tomto prípade by ste pri zostavovaní rovnice mali (po výbere ďalších faktorov) napísať ďalšiu rovnicu, ktorá odráža tvorbu vody z iónov H + a OH. - .

Príklad 10. Vyberte koeficienty v rovnici pre reakciu prebiehajúcu v neutrálnom prostredí:

KMn04 + H20 + Na2S03 ® Mn O 2( t) + Na2S04 ¼

Riešenie

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 MnO 2( t) + 3 Na2S04 + 2 KOH

Mn04 - + H20 + 3S03 2 - = 2 MnO 2( m) + 3 S04 2 - + 2 OH -

MNO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -

SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - +2H+

8OH - +6H+ = 6H20 + 2OH -

Ak sa teda reakcia z príkladu 10 uskutočňuje jednoduchým vypustením vodných roztokov manganistanu draselného a siričitanu sodného, ​​potom prebieha v podmienečne neutrálnom (a v skutočnosti v mierne alkalickom) prostredí v dôsledku tvorby hydroxidu draselného. Ak je roztok manganistanu draselného mierne okyslený, reakcia bude prebiehať v slabo kyslom (podmienečne neutrálnom) médiu.

Príklad 11. Vyberte koeficienty v rovnici pre reakciu prebiehajúcu v slabo kyslom prostredí:

KMn04 + H2S04 + Na2S03 ® Mn O 2( t) + H20 + Na2S04+ ¼

Riešenie

2KMnO4 + H2SO4 + 3Na2S03 \u003d 2Mn O 2( T) + H20 + 3Na2S04 + K2S04

2 Mn04 - + 2H++3S03 2 - = 2 MnO 2( t) + H20 + 3S04 2 -

Mn04 - +4H + + 3 e - = Mn 02(t) + 2H202

SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - + 2H + 3

Formy existencie oxidačných činidiel a redukčných činidiel pred a po reakcii, t.j. ich oxidované a redukované formy sa nazývajú redoxné páry. Z chemickej praxe je teda známe (a to je potrebné mať na pamäti), že manganistanový ión v kyslom prostredí tvorí katión mangánu ( II) (pár MNO 4 - + H + / Mn 2+ + H20 ), v slabo alkalickom prostredí- oxid manganatý (pár MNO 4 - +H+ ¤ Mn O2(t) + H20 alebo MNO 4 - + H20 = Mn 02(t) + OH - ). Zloženie oxidovaných a redukovaných foriem je teda dané chemickými vlastnosťami daného prvku v rôznych oxidačných stupňoch, t.j. nerovnaká stabilita špecifických foriem v rôznych médiách vodného roztoku. Všetky redoxné páry použité v tejto časti sú uvedené v úlohách 2.15 a 2.16.

Čo je OVR? Príklady takýchto reakcií možno nájsť nielen v anorganickej, ale aj v organickej chémii. V článku uvedieme definície hlavných pojmov používaných pri analýze takýchto interakcií. Okrem toho uvedieme niekoľko OVR, príklady a riešenia chemických rovníc, ktoré vám pomôžu pochopiť algoritmus akcií.

Základné definície

Najprv si však pripomeňme základné definície, ktoré vám pomôžu pochopiť proces:

• Oxidačné činidlo je atóm alebo ión schopný prijímať elektróny v procese interakcie. Vo forme závažných oxidačných činidiel sú minerálne kyseliny, manganistan draselný.
• Redukčné činidlo je ión alebo atóm, ktorý daruje valenčné elektróny iným prvkom.
• Proces pripájania voľných elektrónov sa nazýva oxidácia a spätný ráz sa nazýva redukcia.

Akčný algoritmus

Ako analyzovať rovnice OVR? Príklady ponúkané absolventom škôl zahŕňajú umiestňovanie koeficientov elektronickou bilanciou. Tu je postup:

1. Najprv je potrebné nastaviť pre všetky prvky hodnoty oxidačných stavov v jednoduchých a zložitých látkach podieľajúcich sa na navrhovanej chemickej premene.
2. Ďalej sa vyberú tie prvky, ktoré zmenili digitálnu hodnotu.
3. Značky "+" a "-" označujú prijaté a dané elektróny, ich počet.
4. Ďalej sa medzi nimi určí najmenší spoločný násobok, určia sa koeficienty.
5. Výsledné čísla sa dajú do reakčnej rovnice.

Prvý príklad

Ako dokončím úlohu súvisiacu s OVR? Príklady ponúkané na záverečných skúškach v 9. ročníku nezahŕňajú pridanie vzorcov látok. Chlapci spravidla musia určiť koeficienty a látky, ktoré zmenili hodnoty valencie.

Zoberme si tie OVR (reakcie), ktorých príklady sa ponúkajú absolventom 11. ročníka. Školáci musia samostatne doplniť rovnicu látkami a až potom použiť elektronickú váhu na usporiadanie koeficientov:

H202 + H2SO4 + KMn04 \u003d MnS04 + O2 + ... + ...

Na začiatok usporiadame oxidačné stavy v každej zlúčenine. Takže v peroxide vodíka pre prvý prvok to zodpovedá +1 pri kyslíku -1 . V kyseline sírovej sú tieto ukazovatele: +1, +6, -2 (sčítanie do nuly). Kyslík je jednoduchá látka, preto má nulový oxidačný stav.

Elektronická váha pre túto interakciu má nasledujúci tvar:

• Mn +7 trvá 5 e = Mn+2 2 je oxidačné činidlo;
• 2I- dáva 2e = ja 205, pôsobí ako redukčné činidlo.

V záverečnej fáze tejto úlohy usporiadame koeficienty v hotovej schéme a získame:

2KMn04 + 8H2S04 + 10KI = 2MnS04 + 5I2 + 6K2S04 + 8H20.

Záver

Tieto procesy našli vážne uplatnenie v chemickej analýze. S ich pomocou môžete otvárať a oddeľovať rôzne ióny, vykonávať metódu oxidimetrie.

Rôzne fyzikálne a chemické metódy analýzy sú založené na OVR. Teória kyslých a zásaditých interakcií vysvetľuje kinetiku prebiehajúcich procesov a umožňuje vykonávať kvantitatívne výpočty pomocou rovníc.

Aby školáci, ktorí si na záverečnú skúšku vybrali chémiu, úspešne zvládli tieto testy, je potrebné vypracovať algoritmus vyrovnávania OVR na základe elektronickej váhy. Učitelia vypracúvajú so svojimi žiakmi spôsob usporiadania koeficientov na rôznych príkladoch z anorganickej a organickej chémie.

Povinnou súčasťou skúšobných testov na hlavnom, všeobecnom stupni vzdelávania sú úlohy súvisiace s určovaním oxidačných stavov chemických prvkov v jednoduchých a zložitých látkach, ako aj so zostavovaním rovnováhy medzi prijatými a danými elektrónmi. Iba v prípade úspešného dokončenia takýchto úloh možno hovoriť o efektívnom rozvoji školského kurzu anorganickej chémie a tiež počítať s vysokou známkou na OGE, jednotnej štátnej skúške.