Как да разберем, че реакцията е ов. Редокс реакции

Какво да отговоря на човек, който се интересува от това как да решава редокс реакции? Те са неразрешими. Въпреки това, като всички други. Химиците обикновено не решават реакции или техните уравнения. За окислително-редукционна реакция (ORR) можете да създадете уравнение и да поставите коефициентите в него. Нека да разгледаме как да направим това.

Окислител и редуциращ агент

Редокс реакцията е реакция, при която степента на окисление на реагентите се променя. Това се случва, защото една от частиците отдава своите електрони (нарича се редуциращ агент), а другата ги приема (окислител).

Редуциращият агент, губейки електрони, се окислява, т.е. повишава стойността на степента на окисление. Например записът: означава, че цинкът е отдал 2 електрона, тоест е бил окислен. Той е реставратор. Степента на окисление, както се вижда от горния пример, се е увеличила. – тук сярата приема електрони, тоест редуцира се. Тя е окислител. Нивото му на окисление намалява.

Някой може да се чуди защо, когато се добавят електрони, степента на окисление намалява, но когато се губят, напротив, тя се увеличава? Всичко е логично. Електронът е частица със заряд -1, следователно от математическа гледна точка записът трябва да се чете, както следва: 0 – (-1) = +1, където (-1) е електронът. Тогава това означава: 0 + (-2) = -2, където (-2) са двата електрона, които серният атом е приел.

Сега разгледайте реакция, при която протичат и двата процеса:

Натрият реагира със сярата, за да образува натриев сулфид. Натриевите атоми се окисляват, като отделят един електрон наведнъж, докато серните атоми се редуцират, като получават два. Това обаче може да е само на хартия. Всъщност окислителят трябва да добави към себе си точно толкова електрони, колкото им е дал редукторът. В природата балансът се поддържа във всичко, включително и в редокс процесите. Нека покажем електронния баланс за тази реакция:

Общото кратно на броя на отдадените и получените електрони е 2. Разделяйки го на броя на електроните, отдадени от натрия (2:1=1) и сярата (2:2=1), получаваме коефициентите в това уравнение. Тоест от дясната и лявата страна на уравнението трябва да има по един серен атом (стойността, получена чрез разделяне на общото кратно на броя електрони, приети от сярата) и два натриеви атома. В писмената диаграма отляво все още има само един натриев атом. Нека го удвоим, като поставим коефициент 2 пред формулата за натрий. Дясната страна на натриевите атоми вече съдържа 2 (Na2S).

Съставихме уравнение за най-простата редокс реакция и поставихме коефициентите в него, използвайки метода на електронния баланс.

Нека да разгледаме как да „решим“ по-сложни редокс реакции. Например, когато концентрирана сярна киселина реагира със същия натрий, се образуват сероводород, натриев сулфат и вода. Нека запишем диаграмата:

Нека определим степени на окисление на атомите на всички елементи:

Променен чл. само натрий и сяра. Нека напишем полуреакциите на окисление и редукция:

Нека намерим най-малкото общо кратно между 1 (колко електрона отдаде натрият) и 8 (броя на отрицателните заряди, приети от сярата), разделим го на 1, след това на 8. Резултатите са броят на Na и S атомите и на двата дясно и ляво.

Нека ги запишем в уравнението:

Все още не поставяме коефициентите от баланса пред формулата на сярната киселина. Преброяваме други метали, ако има такива, след това киселинни остатъци, след това H и не на последно място проверяваме за кислород.

В това уравнение трябва да има 8 натриеви атома отдясно и отляво.Остатъците от сярна киселина се използват два пъти. От тях 4 стават солеобразуващи (част от Na2SO4) и един се превръща в H2S, тоест трябва да се консумират общо 5 серни атома. Поставяме 5 пред формулата на сярната киселина.

Проверяваме H: има 5×2=10 атома H от лявата страна, само 4 от дясната страна, което означава, че поставяме коефициент 4 пред вода (той не може да бъде поставен пред сероводород, тъй като от баланса следва че отдясно и отляво трябва да има 1 молекула H2S.Проверяваме за кислород.Отляво има 20 атома О,отдясно има 4х4 от сярна киселина и още 4 от вода.Всичко съвпада,което означава, че действията са извършени правилно.

Това е един вид дейност, която някой, който е попитал как да решава редокс реакции, може да има предвид. Ако този въпрос означаваше „завършете уравнението на ORR“ или „добавете продуктите на реакцията“, тогава за изпълнението на такава задача не е достатъчно да можете да съставите електронен баланс. В някои случаи трябва да знаете какви са продуктите на окисление/редукция, как те се влияят от киселинността на околната среда и различни фактори, които ще бъдат обсъдени в други статии.

Редокс реакции - видео

Цялото разнообразие от химични реакции може да се сведе до два вида. Ако в резултат на реакция степента на окисление на елементите не се променя, тогава такива реакции се наричат обмен, в противен случай - редоксреакции.

Появата на химични реакции се дължи на обмена на частици между реагиращите вещества. Например при реакция на неутрализация възниква обмен между катиони и аниони на киселина и основа, което води до образуването на слаб електролит - вода:

Често обменът е придружен от прехвърляне на електрони от една частица към друга. Така, когато цинкът замества медта в разтвор на меден (II) сулфат

електроните от цинковите атоми отиват към медните йони:

Процесът на загуба на електрони от частица се нарича окисляване, а процесът на придобиване на електрони е реставрация. Окислението и редукцията се извършват едновременно, поради което взаимодействията, придружени от прехвърляне на електрони от една частица към друга, се наричат редокс реакции.

Прехвърлянето на електрони може да е непълно. Например в реакцията

Вместо нискополярни C-H връзки се появяват силно полярни H-Cl връзки. За удобство при писане на окислително-редукционни реакции се използва понятието степен на окисление, което характеризира състоянието на елемент в химично съединение и поведението му в реакции.

Степен на окисление- стойност, числено равна на формалния заряд, който може да бъде приписан на даден елемент, въз основа на предположението, че всички електрони на всяка от неговите връзки са прехвърлени към по-електроотрицателен атом на даденото съединение.

Използвайки понятието степен на окисление, можем да дадем по-обща дефиниция на процесите на окисление и редукция. Редокссе наричат ​​химични реакции, които са придружени от промяна в степента на окисление на елементите на веществата, участващи в реакцията. По време на редукция степента на окисление на елемента намалява; по време на окисление се увеличава. Нарича се вещество, което съдържа елемент, който намалява степента на окисление окислител; се нарича вещество, което съдържа елемент, който повишава степента на окисление редуциращ агент.

Степента на окисление на даден елемент в съединение се определя в съответствие със следните правила:

· степента на окисление на елемент в просто вещество е нула;

· алгебричната сума на всички степени на окисление на атомите в една молекула е равна на нула;

· алгебричната сума на всички степени на окисление на атомите в сложен йон, както и степента на окисление на елемент в прост едноатомен йон, е равна на заряда на йона;

· отрицателна степен на окисление се проявява в съединение от атомите на елемента с най-висока електроотрицателност;

· максималната възможна (положителна) степен на окисление на даден елемент съответства на номера на групата, в която се намира елементът в периодичната таблица на D.I. Менделеев.

Степента на окисление на атомите на елементите в съединението се изписва над символа на даден елемент, като първо се посочва знакът на степента на окисление, а след това неговата числена стойност, например.

Редица елементи в съединенията показват постоянно състояние на окисление, което се използва при определяне на степента на окисление на други елементи:

Редокс свойствата на атомите на различни елементи се проявяват в зависимост от много фактори, най-важните от които са електронната структура на елемента, степента му на окисление в веществото и естеството на свойствата на другите участници в реакцията. Съединения, които съдържат атоми на елементи с максимално (положително) състояние на окисление, например, могат да бъдат редуцирани само като действат като окислители. Съединения, съдържащи елементи с минимални степени на окисление, напр. могат само да окисляват и действат като редуциращи агенти.

Вещества, съдържащи елементи с междинни степени на окисление, напр. имат редокс дуалност. В зависимост от реакционния партньор, такива вещества са способни както да приемат (при взаимодействие с по-силни редуциращи агенти), така и да даряват (при взаимодействие с по-силни окислители) електрони.

Съставът на продуктите на редукция и окисление също зависи от много фактори, включително средата, в която протича химичната реакция, концентрацията на реагентите и активността на партньора в редокс процеса.

За да напишете уравнението за редокс реакция, трябва да знаете как се променят степените на окисление на елементите и до какви други състояния преминават окислителят и редуциращият агент. Нека да разгледаме кратки характеристики на най-често използваните окислители и редуктори.

Най-важните окислители.Сред простите вещества окислителните свойства са типични за типичните неметали: флуор F 2, хлор Cl 2, бром Br 2, йод I 2, кислород O 2.

Халогени, като се редуцират, те придобиват степен на окисление -1, а от флуор до йод техните окислителни свойства отслабват (F 2 има ограничена употреба поради високата си агресивност):

Кислород, като се редуцира, придобива степен на окисление -2:

Най-важните окислители сред кислородсъдържащите киселини и техните соли включват азотна киселина HNO 3 и нейните соли, концентрирана сярна киселина H 2 SO 4, съдържащи кислород халогенни киселини HHalO x и техните соли, калиев перманганат KMnO 4 и калиев дихромат K 2 Cr 2 O 7.

Азотна киселинапроявява окислителни свойства, дължащи се на азот в степен на окисление +5. В този случай е възможно образуването на различни редукционни продукти:

Дълбочината на редукция на азота зависи от концентрацията на киселината, както и от активността на редуциращия агент, определена от неговия редокс потенциал:

Фиг. 1. Дълбочината на редукция на азот в зависимост от концентрацията на киселина.

Например, окисляването на цинк (активен метал) с азотна киселина се придружава от образуването на различни редукционни продукти; при концентрация на HNO 3 от приблизително 2% (тегл.) се образува предимно NH 4 NO 3:

при концентрация на HNO 3 приблизително 5% (тегл.) – N 2 O:

при концентрация на HNO 3 от около 30% (тегл.) – NO:

и при концентрация на HNO 3 от приблизително 60% (тегл.), NO 2 се образува предимно:

Окислителната активност на азотната киселина се увеличава с увеличаване на концентрацията, така че концентрираната HNO 3 окислява не само активни, но и слабо активни метали, като мед и сребро, образувайки предимно азотен оксид (IV):

както и неметали, като сяра и фосфор, окислявайки ги до киселини, съответстващи на по-високи степени на окисление:

Соли на азотна киселина ( нитрати) може да се редуцира в кисела среда и при взаимодействие с активни метали и в алкална среда, както и в стопилка:

царска водка– смес от концентрирана и азотна киселини, смесени в съотношение 1:3 по обем. Името на тази смес се дължи на факта, че разтваря дори такива благородни метали като злато и платина:

Появата на тази реакция се дължи на факта, че царската вода освобождава нитрозил хлорид NOCl и свободен хлор Cl2:

под въздействието на които металите се превръщат в хлориди.

Сярна киселинапроявява окислителни свойства в концентриран разтвор поради сяра в степен на окисление +6:

Съставът на редукторните продукти се определя главно от активността на редуктора и концентрацията на киселината:

Фиг.2. Намаляване активността на сярата в зависимост от

концентрация на киселина.

По този начин взаимодействието на концентриран H 2 SO 4 с ниско активни метали, някои неметали и техните съединения води до образуването на серен оксид (IV):

Активните метали редуцират концентрираната сярна киселина до сяра или сероводород:

в този случай H 2 S, S и SO 2 се образуват едновременно в различни съотношения. В този случай обаче основният продукт от редукцията на H 2 SO 4 е SO 2, тъй като освободените S и H 2 S могат да бъдат окислени от концентрирана сярна киселина:

и техните соли (виж таблица A.1.1) често се използват като окислители, въпреки че много от тях проявяват двоен характер. По правило продуктите на редукция на тези съединения са хлориди и бромиди (степен на окисление -1), както и йод (степен на окисление 0);

Но дори и в този случай съставът на редукторните продукти зависи от реакционните условия, концентрацията на окислителя и активността на редуктора:

Калиев перманганатпроявява окислителни свойства поради манган в степен на окисление +7. В зависимост от средата, в която протича реакцията, тя се редуцира до различни продукти: в кисела среда - до манганови (II) соли, в неутрална среда - до манганов (IV) оксид в хидратирана форма MnO (O) 2 , в алкална среда - до манганат -а тя

кисела среда

неутрална среда

алкална среда

Калиев дихромат, чиято молекула включва хром в степен на окисление +6, е силен окислител по време на синтероване и в киселинен разтвор

проявява окислителни свойства в неутрална среда

В алкална среда равновесието между хроматни и дихроматни йони

е изместен към образуване, следователно в алкална среда окислителят е калиев хромат K 2 СrO 4:

въпреки това K 2 CrO 4 е по-слаб окислител в сравнение с K 2 Cr 2 O 7 .

Сред йоните, водородният йон H + и металните йони в най-високо състояние на окисление проявяват окислителни свойства. Водороден йон H + действа като окислител, когато активните метали взаимодействат с разредени киселинни разтвори (с изключение на HNO 3)

Метални йонив относително висока степен на окисление, като Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, се редуцира, превръщайки се в йони с по-ниска степен на окисление

или са изолирани от разтвори на техните соли под формата на метали

Най-важните редуциращи агенти. Типичните редуциращи агенти сред простите вещества включват активни метали, като алкални и алкалоземни метали, цинк, алуминий, желязо и други, както и някои неметали (водород, въглерод, фосфор, силиций).

Металив кисела среда те се окисляват до положително заредени йони:

В алкална среда металите, проявяващи амфотерни свойства, се окисляват; в този случай се образуват отрицателно заредени аниони или хидроксокомпоненти:

Неметали, окисляващи, образуват оксиди или съответните киселини:

Редуциращи функции се притежават от безкислородни аниони, например Cl -, Br -, I -, S 2-, H - и метални катиони в най-високо състояние на окисление.

В един ред халогенни йони, които при окисляване обикновено образуват халогени:

редуциращите свойства нарастват от Cl - до I - .

Хидридиметалите проявяват редуциращи свойства поради окисляването на свързания водород (степен на окисление -1) до свободен водород:

Метални катионив най-ниското състояние на окисление, като Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ и други, при взаимодействие с окислители степента на окисление се увеличава:

Редокс дуалност.Сред простите вещества редокс двойствеността е характерна за подгрупите на елементи VIIA, VIA и VA, които могат или да увеличат, или да намалят степента си на окисление.

Често се използва като окислител халогенипод въздействието на по-силни окислители проявяват редуциращи свойства (с изключение на флуора). Техните окислителни способности намаляват и техните редуциращи свойства се увеличават от Cl 2 до I 2:

Фиг.3. Редокс способност на халогените.

Тази характеристика се илюстрира чрез реакцията на окисление на йод с хлор във воден разтвор:

Съставът на кислородсъдържащите съединения, които проявяват двойно поведение в окислително-редукционните реакции, също включва елементи в междинно състояние на окисление. Кислородсъдържащи киселини на халогении техните соли, чиито молекули включват халоген в междинно състояние на окисление, могат да действат като окислители

и редуциращи агенти

Водороден прекис, съдържащ кислород в степен на окисление -1, в присъствието на типични редуциращи агенти проявява окислителни свойства, тъй като степента на окисление на кислорода може да намалее до -2:

Последната реакция се използва при реставрацията на картини от стари майстори, чиито бои, съдържащи оловно бяло, стават черни поради взаимодействие със сероводород във въздуха.

При взаимодействие със силни окислители степента на окисление на кислорода, включен във водородния пероксид, се повишава до 0, H 2 O 2 проявява свойствата на редуциращ агент:

Азотиста киселинаИ нитрити, които съдържат азот в степен на окисление +3, и могат да действат и като окислители

както и в ролята на реставратори

Класификация.Има четири вида редокс реакции.

1. Ако окислителят и редукторът са различни вещества, тогава такива реакции принадлежат към междумолекулен. Всички обсъдени по-рано реакции са примерни.

2. При термичното разлагане на сложни съединения, които включват окислител и редуктор под формата на атоми на различни елементи, протичат окислително-възстановителни реакции, т.нар. вътрешномолекулен:

3. Реакции диспропорционалност (дисмутацияили, според остарялата терминология, самоокисление - самолечение) може да възникне, ако съединения, съдържащи елементи в междинни степени на окисление, са изложени на условия, при които са нестабилни (например при повишени температури). Степента на окисление на този елемент се увеличава и намалява:

4. Реакции контрапропорционалност (превключване) са процеси на взаимодействие между окислител и редуциращ агент, които включват един и същ елемент с различни степени на окисление. В резултат на това продуктът на окисление и редукция е вещество с междинно състояние на окисление на атомите на даден елемент:

Има и смесени реакции. Например реакцията на вътрешномолекулно противопропорциониране включва реакцията на разлагане на амониев нитрат

Съставяне на уравнения.

Уравненията за редокс реакции се съставят въз основа на принципите на равенство на броя на едни и същи атоми преди и след реакцията, както и като се вземе предвид равенството на броя на електроните, отдадени от редуктора, и броя на приетите електрони от окислителя, т.е. електрическа неутралност на молекулите. Реакцията се представя като система от две полуреакции - окисление и редукция, чието сумиране, като се вземат предвид посочените принципи, води до съставянето на общо уравнение за процеса.

За съставяне на уравнения за редокс реакции най-често се използват методът на електронно-йонните полуреакции и методът на електронния баланс.

Метод на електрон-йонната полуреакцияизползва се при съставяне на уравнения за реакции, протичащи във воден разтвор, както и реакции, включващи вещества, чието състояние на окисление на елементите е трудно да се определи (например KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Съгласно този метод се разграничават следните основни етапи при съставянето на уравнението на реакцията.

а) напишете общата молекулярна диаграма на процеса, като посочите редуктора, окислителя и средата, в която протича реакцията (киселинна, неутрална или алкална). Например

б) като се вземе предвид дисоциацията на електролитите във воден разтвор, тази схема е представена под формата на молекулярно-йонно взаимодействие. Йоните, чиито степени на окисление на атомите не се променят, не са посочени в диаграмата, с изключение на йоните на околната среда (H +, OH -):

в) определя степента на окисление на редуктора и окислителя, както и продуктите на тяхното взаимодействие:

е) добавете йони, които не са участвали в процеса на окисление-редукция, изравнете количествата им отляво и отдясно и запишете молекулното уравнение на реакцията

Най-големите трудности възникват при съставянето на материален баланс за полуреакции на окисление и редукция, когато се променя броят на кислородните атоми, които съставляват частиците на окислителя и редуктора. Трябва да се има предвид, че във водни разтвори свързването или добавянето на кислород става с участието на водни молекули и йони на средата.

По време на процеса на окисляване, за един кислороден атом, който се свързва с частица редуциращ агент, в кисела и неутрална среда се изразходва една молекула вода и се образуват два Н + йона; в алкална среда се консумират два хидроксидни йона OH - и се образува една молекула вода (Таблица 1.1).

За да се свърже един кислороден атом на окислителя в кисела среда, два Н + йона се изразходват по време на процеса на редукция и се образува една водна молекула; в неутрална и алкална среда се изразходва една молекула Н 2 О и се образуват два ОН - йона (Таблици 1, 2).

маса 1

Добавяне на кислородни атоми към редуциращ агент по време на окисление

таблица 2

Свързване на кислородни атоми на окислителя по време на процеса на редукция

Предимствата на метода на електронно-йонните полуреакции са, че при съставянето на уравнения за окислително-възстановителни реакции се вземат предвид реалните състояния на частиците в разтвора и ролята на околната среда в хода на процесите; не е необходимо да се използва формалната концепция за степента на окисление.

Метод на електронен баланс, основан на отчитане на промените в степента на окисление и принципа на електрическата неутралност на молекулата, е универсален. Обикновено се използва за съставяне на уравнения за редокс реакции, протичащи между газове, твърди вещества и в стопилка.

Последователността на операциите, според метода, е следната:

1) запишете формулите на реагентите и реакционните продукти в молекулярна форма:

2) определете степента на окисление на атомите, които го променят по време на реакцията:

3) въз основа на промяната в степента на окисление се определя броят на електроните, отдадени от редуктора, и броят на електроните, приети от окислителя, и се съставя електронен баланс, като се вземе предвид принципът на равенство на брой отдадени и получени електрони:

4) коефициентите на електронен баланс се записват в уравнението на редокс реакцията като основни стехиометрични коефициенти:

5) изберете стехиометричните коефициенти на останалите участници в реакцията:

При съставяне на уравнения трябва да се има предвид, че окислителят (или редукторът) може да се изразходва не само в основната редокс реакция, но и при свързване на получените реакционни продукти, т.е. може да действа като среда и солообразувател.

Пример, когато ролята на среда се играе от окислител, е реакцията на окисление на метал в азотна киселина, съставена по метода на електронно-йонните полуреакции:

Пример, когато редукторът е средата, в която протича реакцията, е окислението на солна киселина с калиев дихромат, съставено по метода на електронния баланс:

При изчисляване на количествените, масовите и обемните съотношения на участниците в окислително-редукционните реакции се използват основните стехиометрични закони на химията и по-специално законът на еквивалентите. За да се определи посоката и пълнотата на редокс процесите, се използват стойностите на термодинамичните параметри на тези системи, а когато реакциите протичат във водни разтвори, се използват стойностите на съответните електродни потенциали.

По време на урока ще изучаваме темата „Окислително-редукционни реакции“. Ще научите дефиницията на тези реакции, разликите им от други видове реакции. Спомнете си какво е окислително число, окислител и редуциращ агент. Научете се да съставяте електронни балансови диаграми за редокс реакции, запознайте се с класификацията на редокс реакциите.

Тема: Редокс реакции

Урок: Редокс реакции

Реакциите, протичащи с промяна в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите вещества, се наричат редокс . Промяната в степента на окисление се дължи на прехвърлянето на електрони от редуктора към окислителя. е формалният заряд на атом, като се приеме, че всички връзки в съединението са йонни.

Окислител - Това е вещество, чиито молекули или йони приемат електрони. Ако даден елемент е окислител, степента му на окисление намалява.

О 0 2 +4е - → 2О -2 (Окислител, редукционен процес)

Процес рецепцияелектроните се наричат ​​вещества реставрация. Окислителят се редуцира по време на процеса.

Редуктор - е вещество, чиито молекули или йони отдават електрони. Редукторът повишава степента на окисление.

S 0 -4e - →S +4 (Редуциращ агент, процес на окисление)

Процес се завръщаелектрони се нарича . Редуциращият агент се окислява по време на процеса.

Пример №1. Производство на хлор в лаборатория

В лабораторията хлорът се получава от калиев перманганат и концентрирана солна киселина. Кристалите от калиев перманганат се поставят в колба на Wurtz. Затворете колбата със запушалка с капкаща фуния. Във фунията се налива солна киселина. Солната киселина се излива от капкова фуния. Веднага започва енергично отделяне на хлор. През изходната тръба за газ хлорът постепенно изпълва цилиндъра, измествайки въздуха от него. Ориз. 1.

Ориз. 1

Използвайки тази реакция като пример, нека да разгледаме как да създадем електронен баланс.

KMnO 4 + HCI = KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2

Степените на окисление се променят за манган и хлор.

Mn +7 +5е - = Mn +2 окислител, редукционен процес

2 CI - -2е - = CI 0 2 редуктор, процес на окисление

4. Да изравним броя на отдадените и получените електрони. За да направим това, намираме най-малкото общо кратно за числата 5 и 2. Това е 10. В резултат на разделянето на най-малкото общо кратно на броя на дадените и приети електрони, намираме коефициентите на окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 +5e - = Mn +2 2

2 CI - -2е - = CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H2O

Въпреки това, няма коефициент пред формулата на солната киселина, тъй като не всички хлоридни йони са участвали в редокс процеса. Методът на електронен баланс ви позволява да балансирате само йоните, участващи в редокс процеса. Следователно е необходимо да се изравни броят на йоните, които не участват в . А именно калиеви катиони, водородни и хлоридни аниони. Резултатът е следното уравнение:

2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O

Пример №2. Взаимодействие на мед с концентрирана азотна киселина. Ориз. 2.

„Медна“ монета се поставя в чаша с 10 ml киселина. Бързо започна отделянето на кафяв газ (кафявите мехурчета във все още безцветната течност изглеждаха особено впечатляващи). Цялото пространство над течността стана кафяво и от чашата се изляха кафяви изпарения. Разтворът стана зелен. Реакцията непрекъснато се ускоряваше. След около половин минута разтворът става син и след две минути реакцията започва да се забавя. Монетата не се разтвори напълно, но загуби много на дебелина (може да се огъне с пръсти). Зеленият цвят на разтвора в началния етап на реакцията се дължи на редукционните продукти на азотната киселина.

Ориз. 2

1. Нека запишем схемата на тази реакция:

Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Нека подредим степени на окисление на всички елементи във веществата, участващи в реакцията:

Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2

Степента на окисление се променя за мед и азот.

3. Изготвяме диаграма, отразяваща процеса на преход на електрони:

N +5 +е - = N +4 окислител, редукционен процес

Cu 0 -2е - = Cu +2 редуктор, процес на окисление

4. Да изравним броя на отдадените и получените електрони. За да направим това, намираме най-малкото общо кратно за числата 1 и 2. Това е 2. В резултат на разделянето на най-малкото общо кратно на броя на отдадените и получените електрони, намираме коефициентите на окислителя и редуциращия агент.

N +5 +e - = N +4 2

Cu 0 -2е - = Cu +2 1

5. Прехвърляме коефициентите към оригиналната диаграма и трансформираме уравнението на реакцията.

Cu + ?HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Азотната киселина участва не само в окислително-редукционната реакция, така че коефициентът не е написан в началото. В резултат на това накрая се получава следното уравнение:

Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Класификация на редокс реакциите

1. Междумолекулни редокс реакции .

Това са реакции, при които окислителят и редукторът са различни вещества.

H 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -

2. Вътрешномолекулни реакции, при които окислителните и спиращите атоми се намират в молекули на едно и също вещество, например:

2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Диспропорциониране (самоокисление-самовъзстановяване) - реакции, при които един и същ елемент действа едновременно като окислител и редуциращ агент, например:

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Пропорциониране (Reproportionation) - реакции, при които едно състояние на окисление се получава от две различни степени на окисление на един и същ елемент

Домашна работа

1. № 1-3 (стр. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 клас. Базово ниво на. 2-ро изд., изтрито. - М .: Bustard, 2007. - 220 с.

2. Защо амонякът проявява само редуциращи свойства, а азотната киселина само окислителни?

3. Подредете коефициентите в уравнението на реакцията за получаване на азотна киселина, като използвате метода на електронния баланс: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Тип урок.Придобиване на нови знания.

Цели на урока.Образователни.Запознайте учениците с нова класификация на химичните реакции, основана на промените в степента на окисление на елементите - окислително-редукционни реакции (ORR); научете учениците да подреждат коефициенти, използвайки метода на електронния баланс.

Развитие.Продължете развитието на логическото мислене, способността за анализ и сравнение и развийте интерес към темата.

Образователни.Да се ​​формира научен мироглед на учениците; подобряване на работните умения.

Методи и методически похвати.Разказ, разговор, демонстрация на визуални средства, самостоятелна работа на учениците.

Оборудване и реактиви.Репродукция с образа на Родоския колос, алгоритъм за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс, таблица на характерните окислители и редуктори, кръстословица; Разтвори на Fe (нокът), NaOH, CuSO 4.

ПО ВРЕМЕ НА ЗАНЯТИЯТА

Уводна част

(мотивация и поставяне на цели)

Учител. През 3 век. пр.н.е. На остров Родос е построен паметник под формата на огромна статуя на Хелиос (гръцкия бог на Слънцето). Грандиозният замисъл и перфектното изпълнение на Родоския колос – едно от чудесата на света – изуми всеки, който го видя.

Не знаем как точно е изглеждала статуята, но знаем, че е изработена от бронз и е достигала височина около 33 м. Статуята е създадена от скулптора Харет и е отнела 12 години за изграждане.

Бронзовата черупка беше прикрепена към желязна рамка. Кухата статуя започна да се изгражда от дъното и докато растеше, се напълваше с камъни, за да стане по-стабилна. Около 50 години след завършването му Колосът рухва. При земетресението се счупи на нивото на коленете.

Учените смятат, че истинската причина за крехкостта на това чудо е корозията на метала. А процесът на корозия се основава на редокс реакции.

Днес в урока ще научите за редокс реакциите; научават за понятията „редукционен агент“ и „окислител“, за процесите на редукция и окисление; научете се да поставяте коефициенти в уравнения на редокс реакции. Запишете датата и темата на урока в работните си тетрадки.

Учене на нов материал

Учителят провежда два демонстрационни опита: взаимодействието на меден (II) сулфат с алкали и взаимодействието на същата сол с желязото.

Учител. Запишете молекулярните уравнения за извършените реакции. Във всяко уравнение подредете степените на окисление на елементите във формулите на изходните вещества и продуктите на реакцията.

Ученикът пише уравнения на реакцията на дъската и задава степени на окисление:

Учител. Променили ли са се степените на окисление на елементите при тези реакции?

Студент. В първото уравнение степента на окисление на елементите не се променя, но във второто се променя - за медта и желязото.

Учител. Втората реакция е редокс реакция. Опитайте се да определите редокс реакциите.

Студент. Реакциите, които водят до промени в степента на окисление на елементите, които съставляват реагентите и реакционните продукти, се наричат ​​редокс реакции.

Учениците записват в тетрадките си под диктовка на учителя определението за редокс реакции.

Учител. Какво се е случило в резултат на редокс реакцията? Преди реакцията желязото имаше степен на окисление 0, след реакцията стана +2. Както виждаме, степента на окисление се е увеличила, следователно желязото отдава 2 електрона.

Медта има степен на окисление +2 преди реакцията и 0 след реакцията.Както виждаме, степента на окисление е намаляла. Следователно медта приема 2 електрона.

Желязото отдава електрони, то е редуциращ агент и процесът на пренос на електрони се нарича окисление.

Медта приема електрони, тя е окислител и процесът на добавяне на електрони се нарича редукция.

Нека напишем диаграмите на тези процеси:

И така, дайте определение на понятията „редуциращ агент“ и „окислител“.

Студент. Атомите, молекулите или йоните, които отдават електрони, се наричат ​​редуциращи агенти.

Атомите, молекулите или йоните, които получават електрони, се наричат ​​окислители.

Учител. Как можем да определим процесите на редукция и окисление?

Студент. Редукцията е процесът, при който атом, молекула или йон получава електрони.

Окислението е процес на прехвърляне на електрони от атом, молекула или йон.

Учениците записват определения от диктовка в тетрадка и рисуват.

Помня!

Дарете електрони и окислете.

Вземете електрони - възстановете се.

Учител. Окисляването винаги е съпроводено с редукция и обратно, редукцията винаги е свързана с окисление. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, получени от окислителя.

За избор на коефициенти в уравненията на редокс реакциите се използват два метода - електронен баланс и електронно-йонен баланс (метод на полуреакция).

Ще разгледаме само метода на електронния баланс. За целта използваме алгоритъм за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс (проектиран върху лист ватман).

ПРИМЕР Подредете коефициентите в тази реакционна схема, като използвате метода на електронния баланс, определете окислителя и редуктора, посочете процесите на окисление и редукция:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.

Ще използваме алгоритъма за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс.

3. Нека запишем елементите, които променят степента на окисление:

4. Да създадем електронни уравнения, определящи броя на дадените и получените електрони:

5. Броят на отдадените и получените електрони трябва да бъде еднакъв, т.к Нито изходните материали, нито реакционните продукти са заредени. Изравняваме броя на дадените и получените електрони, като избираме най-малкото общо кратно (LCM) и допълнителни фактори:

6. Получените множители са коефициенти. Нека прехвърлим коефициентите към схемата на реакцията:

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

Веществата, които са окислители или редуктори в много реакции, се наричат ​​типични.

Закачена е маса, изработена върху ватман.

Учител. Редокс реакциите са много чести. Те са свързани не само с корозионни процеси, но и с ферментация, гниене, фотосинтеза и метаболитни процеси, протичащи в живия организъм. Те могат да се наблюдават по време на изгаряне на гориво. Редокс процесите съпътстват кръговрата на веществата в природата.

Знаете ли, че приблизително 2 милиона тона азотна киселина се образуват в атмосферата всеки ден, или
700 милиона тона годишно и под формата на слаб разтвор падат на земята с дъжд (човекът произвежда само 30 милиона тона азотна киселина годишно).

Какво се случва в атмосферата?

Въздухът съдържа 78% обемни азот, 21% кислород и 1% други газове. Под въздействието на светкавични разряди, а на Земята има средно 100 мълнии всяка секунда, молекулите на азота взаимодействат с молекулите на кислорода, за да образуват азотен оксид (II):

Азотният оксид (II) лесно се окислява от атмосферния кислород до азотен оксид (IV):

NO + O 2 NO 2 .

Полученият азотен оксид (IV) реагира с атмосферната влага в присъствието на кислород, превръщайки се в азотна киселина:

NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.

Всички тези реакции са редокс.

Упражнение . Подредете коефициентите в дадените реакционни схеми с помощта на метода на електронния баланс, посочете окислителя, редуктора, процесите на окисление и редукция.

Решение

1. Да определим степени на окисление на елементите:

2. Нека подчертаем символите на елементите, чиито степени на окисление се променят:

3. Нека запишем елементите, които са променили степента си на окисление:

4. Да създадем електронни уравнения (определяне на броя на дадените и получените електрони):

5. Броят на отдадените и получените електрони е еднакъв.

6. Нека прехвърлим коефициентите от електронните схеми към диаграмата на реакцията:

След това учениците са помолени самостоятелно да подредят коефициентите с помощта на метода на електронния баланс, да определят окислителя, редуктора и да посочат процесите на окисление и редукция в други процеси, протичащи в природата.

Другите две уравнения на реакцията (с коефициенти) имат формата:

Правилността на задачите се проверява с помощта на шрайбпроектор.

Заключителна част

Учителят предлага на учениците да решат кръстословица въз основа на материала, който са изучавали. Резултатът от работата се предава за проверка.

След като реши кръстословица, ще научите, че веществата KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 са силни ... (вертикално (2)).

Хоризонтално:

1. Какъв процес отразява диаграмата:

3. Реакция

N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q

е редокс, обратимо, хомогенно, ....

4. ... въглеродът(II) е типичен редуциращ агент.

5. Какъв процес отразява диаграмата:

6. За да изберете коефициенти в уравненията на редокс реакциите, използвайте електронния... метод.

7. Според диаграмата алуминият е отказал ... електрон.

8. В реакция:

Н2 + С12 = 2НС1

водород H 2 – ... .

9. Какъв тип реакции са винаги само редокс?

10. Степента на окисление на простите вещества е....

11. В реакция:

редуциращ агент –...

Домашна работа. Според учебника на О. С. Габриелян „Химия-8” § 43, стр. 178–179, пр. 1, 7 писмено.

Задача (за дома). Конструкторите на първите космически кораби и подводници бяха изправени пред проблем: как да поддържат постоянен състав на въздуха на кораба и космическите станции? Да се ​​отървете от излишния въглероден диоксид и да попълните кислород? Намерено е решение.

Калиев супероксид KO 2, в резултат на взаимодействие с въглероден диоксид, образува кислород:

Както можете да видите, това е редокс реакция. Кислородът в тази реакция е едновременно окислител и редуциращ агент.

При космическа мисия всеки грам товар е от значение. Изчислете запаса от калиев супероксид, който трябва да се вземе при космически полет, ако полетът продължава 10 дни и ако екипажът се състои от двама души. Известно е, че човек издишва 1 kg въглероден диоксид на ден.

(Отговор: 64,5 кгКО 2. )

Задание (повишено ниво на трудност). Запишете уравненията на окислително-редукционните реакции, които биха могли да доведат до унищожаването на Родоския колос. Имайте предвид, че тази гигантска статуя стоеше в пристанищен град на остров в Егейско море, край бреговете на съвременна Турция, където влажният средиземноморски въздух е пълен със соли. Изработена е от бронз (сплав от мед и калай) и е монтирана върху желязна рамка.

Литература

Габриелян О.С.. Химия-8. М.: Дропла, 2002;
Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В.Наръчник за учителя. 8 клас. М.: Дропла, 2002;
Кокс Р., Морис Н. Седемте чудеса на света. Древният свят, Средновековието, нашето време. М.: BMM AO, 1997;
Малка детска енциклопедия. Химия. М.: Руско енциклопедично партньорство, 2001; Енциклопедия за деца "Аванта+". Химия. Т. 17. М.: Аванта+, 2001;
Хомченко Г.П., Севастянова К.И.Редокс реакции. М.: Образование, 1989.

Как да разберете къде е окислителят и къде редуциращият агент в химическа реакция? и получи най-добрия отговор

Отговор от ул.[активен]
ако след реакция (след знака за равенство) дадено вещество придобие положителен заряд, това означава, че е редуциращ агент
и ако придобие отрицателен заряд, това означава, че е окислител
Например
H2 + O2 = H2O
Преди реакцията и водородът, и кислородът имат нулев заряд
след реакцията
водородът придобива заряд от +1, а кислородът -2 означава, че водородът е редуциращ агент
а кислорода е окислител!!
Източник: =)) ако нещо не е ясно, пишете)

Отговор от 2 отговора[гуру]

Здравейте! Ето селекция от теми с отговори на вашия въпрос: Как да разберете къде в една химическа реакция е окислителят и къде е редуциращият агент?

Отговор от BeardMax[гуру]
За да направите това, трябва да знаете какво е окислителното число.
Научете се да определяте степента на окисление на всеки атом в химично съединение.
След това вижте кои атоми CO се увеличават в реакцията и кои намаляват. Първите са редуциращи агенти, вторите са окислители.
Като цяло нямаше нужда да пропускаме химията.

Отговор от ООО[новак]
Редуциращият агент е вещество, което отдава електрони. Например Ca (2+) - 2e = Ca (0)
Окислителят е вещество, което приема електрони.

Отговор от Маришка[новак]
За да разберете, трябва да разгледате какво представляват реагентите и какво се добавя като среда. Например, ако изходните вещества съдържат Mn (+4) и вода, тогава Mn ще промени степента на окисление на (+6), ако не греша. Освен това можете да видите в каква степен на окисление са елементите (изведнъж някъде е минимална или, напротив, максимална).