Šta odgovoriti osobi koju zanima kako riješiti redoks reakcije? Oni su nerešivi. Međutim, kao i svaki drugi. Hemičari uglavnom ne rješavaju reakcije ili njihove jednačine. Za oksidaciono-redukcionu reakciju (ORR), možete kreirati jednačinu i staviti koeficijente u nju. Pogledajmo kako to učiniti.
Oksidant i redukcioni agens
Redoks reakcija je reakcija u kojoj se mijenjaju oksidacijska stanja reaktanata. To se događa zato što jedna od čestica predaje svoje elektrone (to se zove redukcijski agens), a druga ih prihvata (oksidacijsko sredstvo).
Redukciono sredstvo, gubeći elektrone, oksidira, odnosno povećava vrijednost oksidacionog stanja. Na primjer, unos: 
znači da je cink dao 2 elektrona, odnosno da je oksidirao. On je restaurator. Stupanj oksidacije, kao što se može vidjeti iz gornjeg primjera, je povećan. 
– ovde sumpor prihvata elektrone, odnosno redukuje se. Ona je oksidant. Njegov nivo oksidacije je smanjen.
Neko se može zapitati zašto, kada se dodaju elektroni, oksidaciono stanje se smanjuje, a kada se izgube, naprotiv, povećava se? Sve je logično. Elektron je čestica sa nabojem od -1, stoga, sa matematičke tačke gledišta, unos treba čitati na sljedeći način: 0 – (-1) = +1, gdje je (-1) elektron. Tada to znači: 0 + (-2) = -2, gdje su (-2) dva elektrona koje je atom sumpora prihvatio.
Sada razmotrite reakciju u kojoj se javljaju oba procesa:
Natrijum reaguje sa sumporom i formira natrijum sulfid. Atomi natrija se oksidiraju, dajući jedan po jedan elektron, dok se atomi sumpora reduciraju, dobijajući dva. Međutim, to može biti samo na papiru. U stvari, oksidaciono sredstvo mora sebi dodati tačno onoliko elektrona koliko im je dalo redukciono sredstvo. U prirodi se ravnoteža održava u svemu, uključujući i redoks procese. Pokažimo elektronski balans za ovu reakciju:
Ukupan višekratnik između broja datih i primljenih elektrona je 2. Podijelimo ga brojem elektrona koje su dali natrijum (2:1=1) i sumpor (2:2=1) dobijamo koeficijente u ovoj jednačini. Odnosno, na desnoj i lijevoj strani jednadžbe treba biti po jedan atom sumpora (vrijednost koja se dobije dijeljenjem zajedničkog višekratnika s brojem elektrona koje sumpor prihvaća) i dva atoma natrija. U ispisanom dijagramu lijevo još uvijek postoji samo jedan atom natrijuma. Udvostručimo ga tako što ćemo staviti faktor 2 ispred formule natrijuma. Desna strana atoma natrijuma već sadrži 2 (Na2S).
Sastavili smo jednačinu za najjednostavniju redoks reakciju i postavili koeficijente u nju metodom elektronske ravnoteže.
Pogledajmo kako "riješiti" složenije redoks reakcije. Na primjer, kada koncentrirana sumporna kiselina reagira s istim natrijem, nastaju sumporovodik, natrijum sulfat i voda. Zapišimo dijagram:
Odredimo oksidaciona stanja atoma svih elemenata:
Promijenjen art. samo natrijum i sumpor. Zapišimo polureakcije oksidacije i redukcije:
Nađimo najmanji zajednički umnožak između 1 (koliko je elektrona natrijum dao) i 8 (broj negativnih naboja koje sumpor prihvata), podijelimo ga sa 1, a zatim sa 8. Rezultati su broj atoma Na i S na oba desno i lijevo.
Zapišimo ih u jednačinu:
Još ne stavljamo koeficijente iz bilansa ispred formule sumporne kiseline. Brojimo druge metale, ako ih ima, zatim kiselinske ostatke, zatim H, i na kraju, ali ne i najmanje važno, provjeravamo kisik.
U ovoj jednačini treba biti 8 atoma natrijuma desno i lijevo. Ostaci sumporne kiseline se koriste dva puta. Od toga, 4 postaju soli (dio Na2SO4), a jedan prelazi u H2S, odnosno potrebno je potrošiti ukupno 5 atoma sumpora. Stavili smo 5 ispred formule sumporne kiseline.
Provjeravamo H: na lijevoj strani ima 5×2=10 H atoma, samo 4 na desnoj, što znači da stavljamo koeficijent 4 ispred vode (ne može se staviti ispred sumporovodika, jer iz bilansa proizilazi da desno i lijevo treba biti po 1 H2S molekula.Provjeravamo kisik.Na lijevoj strani je 20 O atoma,desno 4x4 od sumporne kiseline i još 4 od vode.Sve se poklapa što znači da su radnje izvršene ispravno.
Ovo je jedna vrsta aktivnosti koju bi neko ko je pitao kako riješiti redoks reakcije mogao imati na umu. Ako je ovo pitanje značilo “završiti ORR jednačinu” ili “dodati produkte reakcije”, onda za dovršetak takvog zadatka nije dovoljno moći sastaviti elektronsku ravnotežu. U nekim slučajevima morate znati koji su proizvodi oksidacije/redukcije, kako na njih utječe kiselost okoline i različiti faktori o kojima će biti riječi u drugim člancima.
Redox reakcije - video
Cijela raznolikost kemijskih reakcija može se svesti na dvije vrste. Ako se kao rezultat reakcije oksidacijska stanja elemenata ne mijenjaju, tada se takve reakcije nazivaju razmjena, inače - redoks reakcije.
Do hemijskih reakcija dolazi usled razmene čestica između reagujućih supstanci. Na primjer, u reakciji neutralizacije dolazi do izmjene između kationa i aniona kiseline i baze, što rezultira stvaranjem slabog elektrolita - vode:
Često je razmjena praćena prijenosom elektrona s jedne čestice na drugu. Dakle, kada cink zamijeni bakar u otopini bakar (II) sulfata
elektroni iz atoma cinka prelaze u jone bakra:
Proces u kojem čestica gubi elektrone naziva se oksidacija, a proces sticanja elektrona je restauracija. Oksidacija i redukcija se odvijaju istovremeno, pa se interakcije praćene prijenosom elektrona s jedne čestice na drugu nazivaju redoks reakcije.
Prijenos elektrona može biti nepotpun. Na primjer, u reakciji
Umjesto niskopolarnih C-H veza pojavljuju se visoko polarne H-Cl veze. Radi praktičnosti pisanja redoks reakcija koristi se koncept stepena oksidacije, koji karakteriše stanje elementa u hemijskom spoju i njegovo ponašanje u reakcijama.
Oksidacijsko stanje- vrijednost numerički jednaka formalnom naboju koji se može pripisati elementu, na osnovu pretpostavke da su svi elektroni svake od njegovih veza prešli na elektronegativniji atom datog spoja.
Koristeći koncept oksidacionog stanja, možemo dati opštiju definiciju procesa oksidacije i redukcije. Redox nazivaju se kemijske reakcije koje su praćene promjenom oksidacijskih stanja elemenata tvari uključenih u reakciju. Tokom redukcije, oksidaciono stanje elementa se smanjuje, a tokom oksidacije se povećava. Tvar koja sadrži element koji smanjuje njegovo oksidacijsko stanje naziva se oksidaciono sredstvo; tvar koja sadrži element koji povećava oksidacijsko stanje naziva se redukciono sredstvo.
Oksidacijsko stanje elementa u spoju određuje se u skladu sa sljedećim pravilima:
· oksidacijsko stanje elementa u jednostavnoj tvari je nula;
· algebarski zbir svih oksidacionih stanja atoma u molekulu jednak je nuli;
· algebarski zbir svih oksidacionih stanja atoma u kompleksnom jonu, kao i oksidaciono stanje elementa u jednostavnom monoatomskom jonu, jednak je naelektrisanju jona;
· negativno oksidaciono stanje u jedinjenju pokazuju atomi elementa koji imaju najveću elektronegativnost;
· maksimalno moguće (pozitivno) stanje oksidacije elementa odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi u periodnom sistemu D.I. Mendeljejev.
Oksidacijsko stanje atoma elemenata u spoju ispisuje se iznad simbola datog elementa, označavajući prvo znak oksidacijskog stanja, a zatim njegovu brojčanu vrijednost, na primjer.
Brojni elementi u spojevima pokazuju konstantno oksidacijsko stanje, koje se koristi za određivanje oksidacijskih stanja drugih elemenata:
Redox svojstva atoma različitih elemenata manifestiraju se ovisno o mnogim faktorima, od kojih su najvažniji elektronska struktura elementa, njegovo oksidacijsko stanje u tvari i priroda svojstava drugih sudionika u reakciji. Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim (pozitivnim) oksidacijskim stanjem, na primjer, mogu se samo reducirati, djelujući kao oksidacijski agensi. Spojevi koji sadrže elemente s minimalnim stupnjem oksidacije, npr. 
mogu samo oksidirati i djelovati kao redukcijski agensi.
Tvari koje sadrže elemente sa srednjim oksidacionim stanjima, npr. 
imati redoks dualnost. Ovisno o partneru u reakciji, takve tvari su sposobne i da prihvate (u interakciji sa jačim redukcijskim agensima) i doniraju (u interakciji sa jačim oksidantima) elektrone.
Sastav produkata redukcije i oksidacije također ovisi o mnogim faktorima, uključujući okruženje u kojem se odvija kemijska reakcija, koncentraciju reagensa i aktivnost partnera u redoks procesu.
Da biste zapisali jednadžbu za redoks reakciju, morate znati kako se mijenjaju oksidacijska stanja elemenata i u koja druga stanja prelaze oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo. Pogledajmo kratke karakteristike najčešće korištenih oksidacijskih i redukcijskih sredstava.
Najvažniji oksidanti. Među jednostavnim supstancama, oksidirajuća svojstva su tipična za tipične nemetale: fluor F 2, hlor Cl 2, brom Br 2, jod I 2, kiseonik O 2.
Halogeni, smanjujući se, poprimaju oksidaciono stanje od -1, a od fluora do joda njihova oksidaciona svojstva slabe (F 2 ima ograničenu upotrebu zbog svoje visoke agresivnosti):
Kiseonik kada se redukuje, poprima oksidaciono stanje od -2:
Najvažniji oksidanti među kiselinama koje sadrže kiseonik i njihovim solima su azotna kiselina HNO 3 i njene soli, koncentrovana sumporna kiselina H 2 SO 4, halogene kiseline koje sadrže kiseonik HHalO x i njihove soli, kalijum permanganat KMnO 4 i kalijev dikromat K 2 Cr 2 O 7.
Azotna kiselina ispoljava oksidirajuća svojstva zbog dušika u oksidacijskom stanju +5. U ovom slučaju moguće je formiranje različitih redukcijskih proizvoda:
Dubina redukcije azota zavisi od koncentracije kiseline, kao i od aktivnosti redukcionog agensa, određene njegovim redoks potencijalom:
Fig.1. Dubina redukcije dušika ovisno o koncentraciji kiseline.
Na primjer, oksidacija cinka (aktivnog metala) dušičnom kiselinom praćena je stvaranjem različitih redukcijskih produkata; pri koncentraciji HNO 3 od približno 2 % (tež.), pretežno nastaje NH 4 NO 3:
pri koncentraciji HNO 3 od približno 5% (tež.) – N 2 O:
pri koncentraciji HNO 3 od oko 30% (tež.) – NO:
a pri koncentraciji HNO 3 od približno 60% (tež.), NO 2 se pretežno stvara:
Oksidativna aktivnost dušične kiseline raste s povećanjem koncentracije, pa koncentrirani HNO 3 oksidira ne samo aktivne, već i slabo aktivne metale, poput bakra i srebra, tvoreći pretežno dušikov oksid (IV):
kao i nemetali, kao što su sumpor i fosfor, oksidirajući ih u kiseline koje odgovaraju višim oksidacionim stanjima:
Soli azotne kiseline ( nitrati) može se reducirati u kiselim, a pri interakciji s aktivnim metalima i u alkalnim medijima, kao i u topljenima:
Aqua regia– mješavina koncentrovane i dušične kiseline, pomiješane u volumnom omjeru 1:3. Ime ove mješavine je zbog činjenice da otapa čak i takve plemenite metale kao što su zlato i platina:
Pojava ove reakcije je zbog činjenice da aqua regia oslobađa nitrozil hlorid NOCl i slobodni klor Cl2:
pod čijim se uticajem metali pretvaraju u hloride.
Sumporna kiselina pokazuje oksidirajuća svojstva u koncentrovanom rastvoru zbog sumpora u oksidacionom stanju +6:
Sastav redukcijskih proizvoda određen je uglavnom aktivnošću redukcijskog agensa i koncentracijom kiseline:
Fig.2. Smanjenje aktivnosti sumpora u zavisnosti od
koncentracija kiseline.
Dakle, interakcija koncentriranog H 2 SO 4 sa nisko aktivnim metalima, nekim nemetalima i njihovim spojevima dovodi do stvaranja sumpor oksida (IV):
Aktivni metali redukuju koncentriranu sumpornu kiselinu u sumpor ili sumporovodik:
u ovom slučaju, H 2 S, S i SO 2 se istovremeno formiraju u različitim omjerima. Međutim, u ovom slučaju, glavni proizvod redukcije H 2 SO 4 je SO 2, budući da se oslobođeni S i H 2 S mogu oksidirati koncentriranom sumpornom kiselinom:
i njihove soli (vidi tabelu A.1.1) se često koriste kao oksidanti, iako mnoge od njih imaju dvostruki karakter. Po pravilu, redukcioni proizvodi ovih jedinjenja su hloridi i bromidi (oksidaciono stanje -1), kao i jod (oksidaciono stanje 0);
Međutim, čak i u ovom slučaju, sastav redukcijskih proizvoda ovisi o uvjetima reakcije, koncentraciji oksidacijskog agensa i aktivnosti redukcijskog agensa:
Kalijum permanganat ispoljava oksidirajuća svojstva zbog mangana u oksidacionom stanju +7. U zavisnosti od sredine u kojoj se reakcija odvija, redukuje se na različite produkte: u kiseloj sredini - na soli mangana (II), u neutralnoj - na mangan (IV) oksid u hidratizovanom obliku MnO(O) 2 , u alkalnoj sredini - do manganata -i ona
kiselo okruženje
neutralno okruženje
alkalnom okruženju
Kalijum dihromat, čija molekula uključuje hrom u oksidacionom stanju +6, jako je oksidaciono sredstvo tokom sinterovanja iu kiselom rastvoru
pokazuje oksidirajuća svojstva u neutralnom okruženju
U alkalnom okruženju, ravnoteža između hromatnih i dihromatnih jona
je pomaknut prema formiranju, stoga je u alkalnoj sredini oksidant kalijum hromat K 2 SrO 4:
međutim, K 2 CrO 4 je slabije oksidaciono sredstvo u poređenju sa K 2 Cr 2 O 7 .
Među ionima, ion vodonika H+ i ioni metala u najvišem oksidacionom stanju pokazuju oksidirajuća svojstva. Vodonikov jon H + djeluje kao oksidacijsko sredstvo kada aktivni metali stupaju u interakciju s razrijeđenim kiselim otopinama (osim HNO 3)
Metalni joni u relativno visokom oksidacionom stanju, kao što je Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, redukuje se, pretvarajući se u ione nižeg oksidacionog stanja
ili su izolovani iz rastvora njihovih soli u obliku metala
Najvažniji redukcioni agensi. Tipični redukcioni agensi među jednostavnim supstancama su aktivni metali, kao što su alkalni i zemnoalkalni metali, cink, aluminijum, gvožđe i drugi, kao i neki nemetali (vodonik, ugljenik, fosfor, silicijum).
Metali u kiseloj sredini se oksidiraju u pozitivno nabijene ione:
U alkalnoj sredini, metali koji pokazuju amfoterna svojstva se oksidiraju; u ovom slučaju nastaju negativno nabijeni anioni ili hidroksokomponente:
Nemetali, oksidirajući, formiraju okside ili odgovarajuće kiseline:
Redukcione funkcije imaju anjoni bez kiseonika, na primer Cl -, Br -, I -, S 2-, H - i metalni kationi u najvišem oksidacionom stanju.
Zaredom halogenih jona, koji, kada se oksidiraju, obično formiraju halogene:
svojstva redukcije se povećavaju od Cl - do I - .
Hidridi metali pokazuju redukciona svojstva zbog oksidacije vezanog vodika (oksidacijsko stanje -1) u slobodni vodik:
Metalni katjoni kod najnižeg stepena oksidacije, kao što su Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ i drugi, pri interakciji sa oksidacionim agensima karakterističan je porast stepena oksidacije:
Redox duality. Među jednostavnim supstancama, redoks dualnost je karakteristična za elemente VIIA, VIA i VA podgrupe, koji mogu povećati i smanjiti njihovo oksidacijsko stanje.
Često se koriste kao oksidanti halogeni pod dejstvom jačih oksidacionih sredstava pokazuju redukciona svojstva (s izuzetkom fluora). Njihova oksidaciona sposobnost se smanjuje, a redukujuća svojstva povećavaju sa Cl 2 na I 2:
Fig.3. Redox sposobnost halogena.
Ova karakteristika je ilustrirana reakcijom oksidacije joda hlorom u vodenoj otopini:
Sastav spojeva koji sadrže kisik koji pokazuju dvostruko ponašanje u redoks reakcijama također uključuje elemente u srednjem oksidacionom stanju. Halogene kiseline koje sadrže kiseonik i njihove soli, čije molekule uključuju halogen u srednjem oksidacionom stanju, mogu biti i oksidanti
i redukcioni agensi
Vodikov peroksid, koji sadrži kisik u -1 oksidacijskom stanju, pokazuje oksidirajuća svojstva u prisustvu tipičnih redukcijskih sredstava, budući da oksidacijsko stanje kisika može pasti na -2:
Posljednja reakcija se koristi u restauraciji slika starih majstora, čije boje, koje sadrže bijelo olovo, postaju crne zbog interakcije sa vodonik sulfidom zraka.
Prilikom interakcije s jakim oksidantima, oksidacijsko stanje kisika uključenog u vodikov peroksid povećava se na 0, H 2 O 2 pokazuje svojstva redukcijskog agensa:
Dušična kiselina I nitriti, koji sadrže dušik u oksidacijskom stanju +3, a mogu djelovati i kao oksidanti
kao i u ulozi restauratora
Klasifikacija. Postoje četiri vrste redoks reakcija.
1. Ako su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo različite supstance, onda takve reakcije pripadaju intermolekularni. Sve reakcije o kojima smo ranije govorili su primjeri.
2. Prilikom termičke razgradnje kompleksnih jedinjenja, koja uključuju oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo u obliku atoma različitih elemenata, nastaju redoks reakcije tzv. intramolekularno:
3. Reakcije disproporcionalnost (dismutacije ili, prema zastarjeloj terminologiji, do samooksidacije – samoizlječenja) može doći ako su spojevi koji sadrže elemente u srednjim oksidacijskim stanjima izloženi uvjetima u kojima su nestabilni (na primjer, na povišenim temperaturama). Oksidacijsko stanje ovog elementa se povećava i smanjuje:
4. Reakcije kontraproporcija (prebacivanje) su procesi interakcije između oksidacionog agensa i redukcionog agensa, koji uključuju isti element s različitim oksidacijskim stanjima. Kao rezultat toga, proizvod oksidacije i redukcije je tvar sa srednjim oksidacijskim stanjem atoma danog elementa:
Postoje i mješovite reakcije. Na primjer, reakcija intramolekularne kontraproporcije uključuje reakciju razgradnje amonijum nitrata
Sastavljanje jednačina.
Jednadžbe za redoks reakcije sastavljaju se na osnovu principa jednakosti broja istih atoma prije i poslije reakcije, kao i uzimajući u obzir jednakost broja elektrona koje je reducirajuće sredstvo predalo i broja prihvaćenih elektrona oksidacijskim sredstvom, tj. električna neutralnost molekula. Reakcija je predstavljena kao sistem dvije polureakcije - oksidacije i redukcije, čijim sabiranjem, uzimajući u obzir naznačene principe, dolazi se do sastavljanja opšte jednačine procesa.
Za sastavljanje jednadžbi redoks reakcija najčešće se koriste metoda elektron-jonske polureakcije i metoda elektronske ravnoteže.
Metoda elektron-jonskih polureakcija koristi se u pripremi jednadžbi reakcija koje se odvijaju u vodenom rastvoru, kao i reakcija koje uključuju supstance čije je oksidaciono stanje elemenata teško odrediti (na primer, KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Prema ovoj metodi razlikuju se sljedeće glavne faze u sastavljanju jednadžbe reakcije.
a) zapišite opći molekularni dijagram procesa, navodeći redukcijsko sredstvo, oksidant i medij u kojem se reakcija odvija (kisela, neutralna ili alkalna). Na primjer
b) uzimajući u obzir disocijaciju elektrolita u vodenom rastvoru, ova šema je predstavljena u obliku interakcije molekula-jona. Joni čija se oksidaciona stanja atoma ne mijenjaju nisu prikazani na dijagramu, osim jona iz okoline (H +, OH -):
c) odrediti stupnjeve oksidacije redukcionog agensa i oksidansa, kao i produkte njihove interakcije:
f) dodati jone koji nisu učestvovali u oksidaciono-redukcionom procesu, izjednačiti njihove količine lijevo i desno i zapisati molekularnu jednačinu reakcije
Najveće poteškoće nastaju pri sastavljanju materijalne ravnoteže za polu-reakcije oksidacije i redukcije, kada se mijenja broj atoma kisika koji čine čestice oksidatora i reduktora. Treba uzeti u obzir da se u vodenim otopinama do vezivanja ili dodavanja kisika odvija uz sudjelovanje molekula vode i jona medija.
Tokom procesa oksidacije, za jedan atom kiseonika koji se veže za česticu redukcionog sredstva, u kiseloj i neutralnoj sredini, troši se jedan molekul vode i formiraju se dva H+ jona; u alkalnoj sredini troše se dva hidroksidna jona OH - i formira se jedan molekul vode (tabela 1.1).
Da bi se vezao jedan atom kiseonika oksidacionog agensa u kiseloj sredini, dva H+ jona se troše tokom procesa redukcije i formira se jedan molekul vode; u neutralnom i alkalnom okruženju troši se jedan molekul H 2 O i formiraju se dva OH - jona (tabele 1, 2).
Tabela 1
Dodavanje atoma kiseonika redukcionom sredstvu tokom oksidacije
tabela 2
Vezivanje atoma kiseonika oksidacionog sredstva tokom procesa redukcije
Prednosti metode elektron-ionskih polureakcija su u tome što se pri sastavljanju jednadžbi za redoks reakcije uzimaju u obzir realna stanja čestica u rastvoru i uloga okoline u toku procesa, nema potrebe za korišćenjem formalni koncept oksidacionog stanja.
Metoda elektronske ravnoteže, zasnovan na uzimanju u obzir promjena u oksidacijskom stanju i principu električne neutralnosti molekula, je univerzalan. Obično se koristi za konstruisanje jednadžbi za redoks reakcije koje se dešavaju između gasova, čvrstih materija i talina.
Redoslijed operacija, prema metodi, je sljedeći:
1) zapišite formule reagensa i produkta reakcije u molekularnom obliku:
2) odrediti oksidacijsko stanje atoma koji ga mijenjaju tokom reakcije:
3) na osnovu promene oksidacionih stanja određuje se broj elektrona koje redukuje i broj elektrona koje oksidaciono sredstvo prihvata i sastavlja se elektronski balans, uzimajući u obzir princip jednakosti broj predatih i primljenih elektrona:
4) faktori elektronske ravnoteže su upisani u jednačinu redoks reakcije kao glavni stehiometrijski koeficijenti:
5) odabrati stehiometrijske koeficijente preostalih učesnika u reakciji:
Prilikom sastavljanja jednadžbi treba uzeti u obzir da se oksidaciono sredstvo (ili redukciono sredstvo) može potrošiti ne samo u glavnoj redoks reakciji, već i pri vezivanju nastalih produkta reakcije, odnosno može djelovati kao medij i pretvarač soli.
Primjer kada ulogu medija igra oksidacijsko sredstvo je reakcija oksidacije metala u dušičnoj kiselini, sastavljena metodom elektronsko-jonskih polureakcija:
Primjer kada je sredstvo za redukciju medij u kojem se odvija reakcija je oksidacija hlorovodonične kiseline sa kalijevim dikromatom, sastavljena metodom elektronske ravnoteže:
Prilikom izračunavanja kvantitativnih, masenih i volumnih odnosa učesnika u redoks reakcijama koriste se osnovni stehiometrijski zakoni hemije i posebno zakon ekvivalenata. Za određivanje smjera i potpunosti redoks procesa koriste se vrijednosti termodinamičkih parametara ovih sistema, a kada se reakcije odvijaju u vodenim otopinama, koriste se vrijednosti odgovarajućih elektrodnih potencijala.
Tokom lekcije proučavaćemo temu “Oksidaciono-redukcione reakcije”. Naučit ćete definiciju ovih reakcija, njihove razlike od drugih vrsta reakcija. Zapamtite šta su oksidacioni broj, oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Naučite da pravite elektronske ravnotežne dijagrame za redoks reakcije, upoznajte se sa klasifikacijom redoks reakcija.
Tema: Redox reakcije
Lekcija: Redox reakcije
Reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskih stanja atoma koji čine reagirajuće tvari nazivaju se redoks . Promjena oksidacijskih stanja nastaje zbog prijenosa elektrona sa redukcijskog sredstva na oksidacijsko sredstvo. je formalni naboj atoma, pod pretpostavkom da su sve veze u spoju jonske.
Oksidator - Ovo je supstanca čiji molekuli ili ioni prihvataju elektrone. Ako je element oksidacijsko sredstvo, njegovo oksidacijsko stanje se smanjuje.
O 0 2 +4e - → 2O -2 (Oksidant, proces redukcije)
Proces prijem elektroni se nazivaju supstance restauracija. Oksidacijsko sredstvo se smanjuje tokom procesa.
Reduktor - je supstanca čiji molekuli ili ioni daju elektrone. Redukciono sredstvo povećava njegovo oksidaciono stanje.
S 0 -4e - →S +4 (Redukcijsko sredstvo, proces oksidacije)
Proces vraća elektrona se naziva . Redukciono sredstvo se oksidira tokom procesa.
Primjer br. 1. Proizvodnja hlora u laboratoriji
U laboratoriji se hlor dobija iz kalijum permanganata i koncentrovane hlorovodonične kiseline. Kristali kalijum permanganata stavljaju se u Wurtz tikvicu. Tikvicu zatvoriti čepom sa lijevkom. Hlorovodonična kiselina se sipa u levak. Hlorovodonična kiselina se sipa iz levka. Odmah počinje snažno oslobađanje hlora. Kroz cijev za izlaz plina, hlor postupno ispunjava cilindar, istiskujući zrak iz njega. Rice. 1.
Rice. 1
Koristeći ovu reakciju kao primjer, pogledajmo kako napraviti elektronsku vagu.
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
Oksidacijska stanja su promijenila mangan i hlor.
Mn +7 +5e - = Mn +2 oksidant, proces redukcije
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 redukcijski agens, proces oksidacije
4. Izjednačiti broj datih i primljenih elektrona. Da bismo to učinili, nalazimo najmanji zajednički umnožak za brojeve 5 i 2. Ovo je 10. Kao rezultat dijeljenja najmanjeg zajedničkog višekratnika sa brojem datih i prihvaćenih elektrona, nalazimo koeficijente oksidacijskog agensa i redukcionog sredstva. agent.
Mn +7 +5e - = Mn +2 2
2 CI - -2e - = CI 0 2 5
2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H2O
Međutim, ne postoji koeficijent ispred formule hlorovodonične kiseline, jer nisu svi hloridni joni učestvovali u redoks procesu. Metoda ravnoteže elektrona omogućava balansiranje samo jona uključenih u redoks proces. Stoga je potrebno izjednačiti broj jona koji ne učestvuju u . Naime, kalijevi kationi, vodikovi i hloridni anjoni. Rezultat je sljedeća jednačina:
2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O
Primjer br. 2. Interakcija bakra sa koncentriranom dušičnom kiselinom. Rice. 2.
“Bakarni” novčić stavljen je u čašu sa 10 ml kiseline. Oslobađanje smeđeg gasa je brzo počelo (smeđi mjehurići u još bezbojnoj tekućini izgledali su posebno impresivno). Čitav prostor iznad tečnosti postao je smeđi, a smeđe pare su se izlijevale iz čaše. Rešenje je postalo zeleno. Reakcija se stalno ubrzavala. Nakon otprilike pola minute otopina je postala plava, a nakon dvije minute reakcija je počela da se usporava. Novčić se nije potpuno otopio, ali je dosta izgubio na debljini (mogao se savijati prstima). Zelena boja otopine u početnoj fazi reakcije je posljedica redukcijskih produkata dušične kiseline.
Rice. 2
1. Napišimo shemu ove reakcije:
Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Rasporedimo oksidaciona stanja svih elemenata u supstancama koje učestvuju u reakciji:
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
Oksidacijsko stanje je promijenilo bakar i dušik.
3. Sastavljamo dijagram koji odražava proces tranzicije elektrona:
N +5 + e - \u003d N +4 oksidant, proces redukcije
Cu 0 -2e - = Cu +2 redukciono sredstvo, proces oksidacije
4. Izjednačimo broj datih i primljenih elektrona. Da bismo to učinili, nalazimo najmanji zajednički umnožak za brojeve 1 i 2. Ovo je 2. Kao rezultat dijeljenja najmanjeg zajedničkog višekratnika sa brojem datih i primljenih elektrona, nalazimo koeficijente oksidacijskog agensa i redukcijskog agensa. agent.
N +5 +e - = N +4 2
Cu 0 -2e - = Cu +2 1
5. Prenosimo koeficijente na originalni dijagram i transformiramo jednačinu reakcije.
Cu + ?HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Dušična kiselina je uključena ne samo u redoks reakciju, pa se koeficijent u početku ne piše. Kao rezultat, konačno se dobija sljedeća jednačina:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Klasifikacija redoks reakcija
1. Intermolekularne redoks reakcije .
To su reakcije u kojima su oksidacijski i redukcijski agensi različite tvari.
H 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Intramolekularne reakcije u kojima se oksidirajući i zaustavljajući atomi nalaze u molekulima iste tvari, na primjer:
2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Disproporcionalnost (samooksidacija-samoizlječenje) - reakcije u kojima isti element djeluje i kao oksidacijski i kao redukcijski agens, na primjer:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Proporcioniranje (Reproporcioniranje) - reakcije u kojima se jedno oksidacijsko stanje dobije iz dva različita oksidacijska stanja istog elementa
Zadaća
1. br. 1-3 (str. 162) Gabrielyan O.S. hemija. 11. razred. Osnovni nivo. 2. izdanje, izbrisano. - M.: Drfa, 2007. - 220 str.
2. Zašto amonijak pokazuje samo redukciona svojstva, a dušična kiselina samo oksidirajuća?
3. Rasporedite koeficijente u jednadžbi reakcije za proizvodnju dušične kiseline metodom elektronske ravnoteže: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
Vrsta lekcije. Sticanje novih znanja.
Ciljevi lekcije.Obrazovni. Upoznati studente sa novom klasifikacijom hemijskih reakcija na osnovu promena oksidacionih stanja elemenata – oksidaciono-redukcione reakcije (ORR); naučiti studente da slažu koeficijente metodom elektronske ravnoteže.
Razvojni. Nastaviti razvijati logičko mišljenje, sposobnost analize i poređenja, te razvijati interesovanje za predmet.
Obrazovni. Formirati naučni svjetonazor učenika; poboljšati radne vještine.
Metode i metodološke tehnike. Priča, razgovor, demonstracija vizuelnih pomagala, samostalni rad učenika.
Oprema i reagensi. Reprodukcija sa slikom Kolosa sa Rodosa, algoritam za sređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže, tabela tipičnih oksidacionih i redukcionih sredstava, ukrštenica; Fe (nokat), NaOH, CuSO 4 rastvori.
TOKOM NASTAVE
Uvodni dio
(motivacija i postavljanje ciljeva)
Učitelju. U 3. vijeku. BC. Na ostrvu Rodos izgrađen je spomenik u obliku ogromne statue Heliosa (grčkog boga Sunca). Grandiozni dizajn i savršena izvedba Kolosa sa Rodosa - jednog od svjetskih čuda - zadivili su sve koji su ga vidjeli.
Ne znamo tačno kako je ta statua izgledala, ali se zna da je napravljena od bronze i da je dostizala visinu od oko 33 m. Statuu je izradio vajar Haret, a gradnja je trajala 12 godina.
Bronzana školjka bila je pričvršćena na gvozdeni okvir. Šuplji kip je počeo da se gradi odozdo, a kako je rastao, ispunjen je kamenjem kako bi bio stabilniji. Otprilike 50 godina nakon završetka, Kolos se srušio. Prilikom zemljotresa pukla je u visini koljena.
Naučnici vjeruju da je pravi razlog krhkosti ovog čuda bila korozija metala. A proces korozije se zasniva na redoks reakcijama.
Danas ćete u lekciji naučiti o redoks reakcijama; naučiti o pojmovima “redukciono sredstvo” i “oksidacijsko sredstvo”, o procesima redukcije i oksidacije; naučiti postavljati koeficijente u jednačine redoks reakcija. Zapišite datum i temu lekcije u svoje radne sveske.
Učenje novog gradiva
Nastavnik izvodi dva demonstraciona eksperimenta: interakcija bakar(II) sulfata sa alkalijom i interakcija iste soli sa gvožđem.
Učitelju. Zapišite molekularne jednadžbe za izvedene reakcije. U svakoj jednadžbi rasporedite oksidaciona stanja elemenata u formulama polaznih supstanci i produkta reakcije.
Učenik zapisuje jednačine reakcije na ploču i zadaje oksidaciona stanja:
Učitelju. Jesu li se oksidacijska stanja elemenata promijenila u ovim reakcijama?
Student. U prvoj jednadžbi oksidaciona stanja elemenata se nisu promenila, ali u drugoj su se promenila - za bakar i gvožđe.
Učitelju. Druga reakcija je redoks reakcija. Pokušajte definirati redoks reakcije.
Student. Reakcije koje rezultiraju promjenama u oksidacijskim stanjima elemenata koji čine reaktante i produkte reakcije nazivaju se redoks reakcije.
Učenici zapisuju u svoje sveske, pod diktatom nastavnika, definiciju redoks reakcija.
Učitelju. Šta se dogodilo kao rezultat redoks reakcije? Prije reakcije željezo je imalo oksidacijsko stanje 0, nakon reakcije je postalo +2. Kao što možemo vidjeti, oksidacijsko stanje je povećano, stoga željezo daje 2 elektrona.
Bakar ima oksidaciono stanje +2 prije reakcije, a nakon reakcije 0. Kao što vidimo, oksidacijsko stanje je smanjeno. Dakle, bakar prihvata 2 elektrona.
Gvožđe donira elektrone, ono je redukciono sredstvo, a proces prenošenja elektrona naziva se oksidacija.
Bakar prihvata elektrone, on je oksidaciono sredstvo, a proces dodavanja elektrona naziva se redukcija.
Zapišimo dijagrame ovih procesa:
Dakle, dajte definiciju pojmova „redukciono sredstvo“ i „oksidaciono sredstvo“.
Student. Atomi, molekuli ili ioni koji doniraju elektrone nazivaju se redukcijskim agensima.
Atomi, molekuli ili ioni koji dobijaju elektrone nazivaju se oksidansi.
Učitelju. Kako možemo definirati procese redukcije i oksidacije?
Student. Redukcija je proces kojim atom, molekula ili ion dobijaju elektrone.
Oksidacija je proces kojim se elektroni prenose putem atoma, molekula ili jona.
Učenici pod diktatom zapisuju definicije u svesku i popunjavaju crtež.
Zapamtite!
Donirajte elektrone - oksidirajte.
Uzmi elektrone - oporavi se.
Učitelju. Oksidacija je uvijek praćena redukcijom, i obrnuto, redukcija je uvijek povezana sa oksidacijom. Broj elektrona koje je dao redukcioni agens jednak je broju elektrona dobijenih od strane oksidacionog sredstva.
Za odabir koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija koriste se dvije metode - elektronska ravnoteža i elektron-jonska ravnoteža (metoda polureakcije).
Razmotrićemo samo metod elektronske ravnoteže. Da bismo to učinili, koristimo algoritam za raspoređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže (dizajniran na komadu Whatman papira).
PRIMJER Rasporedite koeficijente u ovoj reakcijskoj shemi metodom elektronske ravnoteže, odredite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, naznačite procese oksidacije i redukcije:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Koristićemo algoritam za sređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže.
3. Zapišimo elemente koji mijenjaju oksidaciona stanja:
4. Napravimo elektronske jednadžbe, određujući broj datih i primljenih elektrona:
5. Broj datih i primljenih elektrona mora biti isti, jer Ni polazni materijali ni produkti reakcije se ne naplaćuju. Izjednačavamo broj datih i primljenih elektrona odabirom najmanjeg zajedničkog višekratnika (LCM) i dodatnih faktora:
6. Rezultirajući množitelji su koeficijenti. Prenesimo koeficijente na shemu reakcije:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Tvari koje su oksidacijski ili redukcijski agensi u mnogim reakcijama nazivaju se tipičnim.
Okačen je sto napravljen na komadu Whatman papira.
Učitelju. Redox reakcije su vrlo česte. Oni su povezani ne samo s procesima korozije, već i s fermentacijom, propadanjem, fotosintezom i metaboličkim procesima koji se odvijaju u živom organizmu. Mogu se uočiti tokom sagorevanja goriva. Redox procesi prate kruženje supstanci u prirodi.
Da li ste znali da se u atmosferi svaki dan formira približno 2 miliona tona azotne kiseline, ili
700 miliona tona godišnje, a u obliku slabog rastvora pada na zemlju sa kišom (ljudi proizvode samo 30 miliona tona azotne kiseline godišnje).
Šta se dešava u atmosferi?
Vazduh sadrži 78% zapremine azota, 21% kiseonika i 1% drugih gasova. Pod uticajem pražnjenja groma, a na Zemlji u proseku ima 100 bljeskova munje svake sekunde, molekuli azota u interakciji sa molekulima kiseonika formiraju azot oksid (II):
Dušikov oksid(II) se lako oksidira atmosferskim kisikom u dušikov oksid(IV):
NO + O 2 NO 2 .
Nastali dušikov oksid (IV) reagira s atmosferskom vlagom u prisustvu kisika, pretvarajući se u dušičnu kiselinu:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Sve ove reakcije su redoks.
Vježbajte . Rasporedite koeficijente u datim reakcionim šemama metodom elektronske ravnoteže, navedite oksidaciono sredstvo, redukciono sredstvo, procese oksidacije i redukcije.
Rješenje
1. Odredimo oksidaciona stanja elemenata:
2. Istaknimo simbole elemenata čija se oksidaciona stanja mijenjaju:
3. Zapišimo elemente koji su promijenili svoja oksidaciona stanja:
4. Napravimo elektronske jednadžbe (odredimo broj datih i primljenih elektrona):
5. Broj datih i primljenih elektrona je isti.
6. Prenesimo koeficijente iz elektronskih kola u dijagram reakcije:
Zatim se od učenika traži da samostalno slože koeficijente metodom elektronske ravnoteže, odrede oksidant, redukciono sredstvo i ukažu na procese oksidacije i redukcije u drugim procesima koji se dešavaju u prirodi.
Druge dvije jednadžbe reakcije (sa koeficijentima) imaju oblik:
Ispravnost zadataka se provjerava grafoskopom.
Završni dio
Nastavnik traži od učenika da reše ukrštenicu na osnovu gradiva koje su učili. Rezultat rada se dostavlja na verifikaciju.
Nakon što sam riješio ukrštenica, naučićete da su supstance KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 jake ... (vertikalno (2)).
Horizontalno:
1. Koji proces odražava dijagram:
3. Reakcija
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + Q
je redoks, reverzibilan, homogen, ....
4. ... ugljenik(II) je tipičan redukcioni agens.
5. Koji proces odražava dijagram:
6. Za odabir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcija koristite elektronski... metod.
7. Prema dijagramu, aluminijum je dao ... jedan elektron.
8. U reakciji:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
vodonik H 2 – ... .
9. Koje vrste reakcija su uvijek samo redoks?
10. Oksidacijsko stanje jednostavnih supstanci je….
11. U reakciji:
redukciono sredstvo –….
Domaći zadatak. Prema udžbeniku O.S. Gabrielyana "Hemija-8", § 43, str. 178–179, pr. 1, 7 u pisanoj formi.
Zadatak (za dom). Dizajneri prvih svemirskih brodova i podmornica suočili su se s problemom: kako održati konstantan sastav zraka na brodu i svemirskim stanicama? Riješite se viška ugljičnog dioksida i napunite kisikom? Rješenje je pronađeno.
Kalijev superoksid KO 2, kao rezultat interakcije s ugljičnim dioksidom, formira kisik:
Kao što vidite, ovo je redoks reakcija. Kiseonik u ovoj reakciji je i oksidaciono i redukciono sredstvo.
U svemirskoj misiji svaki gram tereta se računa. Izračunajte zalihe kalijevog superoksida koje morate ponijeti na svemirski let ako let traje 10 dana i ako se posada sastoji od dvije osobe. Poznato je da osoba dnevno izdahne 1 kg ugljičnog dioksida.
(Odgovor: 64,5 kg KO 2. )
Zadatak (povećan nivo težine). Zapišite jednadžbe redoks reakcija koje bi mogle dovesti do uništenja Kolosa s Rodosa. Imajte na umu da je ova džinovska statua stajala u lučkom gradu na ostrvu u Egejskom moru, pored obale današnje Turske, gde je vlažni mediteranski vazduh prepun soli. Izrađena je od bronze (legura bakra i kalaja) i postavljena na željezni okvir.
Književnost
Gabrielyan O.S.. Hemija-8. M.: Drfa, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Priručnik za nastavnike. 8. razred. M.: Drfa, 2002;
Cox R., Morris N. Sedam svjetskih čuda. Antički svijet, srednji vijek, naše vrijeme. M.: BMM AO, 1997;
Mala dečja enciklopedija. hemija. M.: Rusko enciklopedijsko partnerstvo, 2001; Enciklopedija za djecu "Avanta+". hemija. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Homčenko G.P., Sevastjanova K.I. Redox reakcije. M.: Obrazovanje, 1989.
Kako znate gdje je oksidacijsko sredstvo, a gdje redukcijsko sredstvo u kemijskoj reakciji? i dobio najbolji odgovor
Odgovor od ul.[aktivan]
ako nakon reakcije (nakon znaka jednakosti) supstanca dobije pozitivan naboj, to znači da je redukciono sredstvo
a ako dobije negativan naboj, to znači da je oksidant
Na primjer
H2 + O2 = H2O
Prije reakcije, i vodonik i kisik imaju nula naboja
nakon reakcije
vodonik dobija naboj od +1, a kiseonik -2 znači da je vodonik redukciono sredstvo
a kiseonik je oksidant!!
Izvor: =)) ako nesto nije jasno, napisite)
Odgovor od 2 odgovora[guru]
Zdravo! Evo izbora tema s odgovorima na vaše pitanje: Kako znate gdje je u kemijskoj reakciji oksidant, a gdje redukcijski agens?
Odgovor od BeardMax[guru]
Da biste to učinili, morate znati koji je oksidacijski broj.
Naučite odrediti oksidacijsko stanje bilo kojeg atoma u kemijskom spoju.
Zatim pogledajte koji se atomi CO povećavaju u reakciji, a koji smanjuju. Prvi su redukcioni agensi, drugi su oksidanti.
Generalno, nije bilo potrebe da se preskače hemija.
Odgovor od OOO[novak]
Redukcioni agens je supstanca koja donira elektrone. Na primjer, Ca (2+) - 2e = Ca (0)
Oksidacijsko sredstvo je tvar koja prihvata elektrone.
Odgovor od Mariska[novak]
Da biste saznali, morate pogledati šta su reagensi, a šta se dodaje kao medij. Na primjer, ako početne tvari sadrže Mn (+4) i vodu, tada će Mn promijeniti oksidacijsko stanje u (+6), ako se ne varam. Osim toga, možete vidjeti u kojem su stupnju oksidacije elementi (odjednom je negdje minimalan ili, naprotiv, maksimalan).
