Was soll man einer Person antworten, die sich für die Lösung von Redoxreaktionen interessiert? Sie sind unlösbar. Allerdings wie alle anderen. Chemiker lösen im Allgemeinen keine Reaktionen oder ihre Gleichungen. Für eine Oxidations-Reduktions-Reaktion (ORR) können Sie eine Gleichung erstellen und die Koeffizienten darin platzieren. Schauen wir uns an, wie das geht.
Oxidationsmittel und Reduktionsmittel
Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion, bei der sich die Oxidationsstufen der Reaktanten ändern. Dies geschieht, weil eines der Teilchen seine Elektronen abgibt (es wird Reduktionsmittel genannt) und das andere sie aufnimmt (Oxidationsmittel).
Das Reduktionsmittel oxidiert unter Abgabe von Elektronen, das heißt, es erhöht den Wert der Oxidationsstufe. Beispielsweise der Eintrag: 
bedeutet, dass Zink 2 Elektronen abgegeben hat, also oxidiert wurde. Er ist Restaurator. Der Oxidationsgrad hat, wie aus dem obigen Beispiel ersichtlich ist, zugenommen. 
– hier nimmt Schwefel Elektronen auf, wird also reduziert. Sie ist ein Oxidationsmittel. Sein Oxidationsgrad nahm ab.
Jemand fragt sich vielleicht, warum bei der Zugabe von Elektronen die Oxidationsstufe abnimmt, bei deren Verlust aber im Gegenteil zunimmt? Alles ist logisch. Ein Elektron ist ein Teilchen mit einer Ladung von -1, daher sollte der Eintrag aus mathematischer Sicht wie folgt lauten: 0 – (-1) = +1, wobei (-1) das Elektron ist. Dann bedeutet es: 0 + (-2) = -2, wobei (-2) die beiden Elektronen sind, die das Schwefelatom aufgenommen hat.
Betrachten Sie nun eine Reaktion, bei der beide Prozesse ablaufen:
Natrium reagiert mit Schwefel unter Bildung von Natriumsulfid. Natriumatome werden oxidiert und geben jeweils ein Elektron ab, während Schwefelatome reduziert werden und zwei aufnehmen. Dies kann jedoch nur auf dem Papier geschehen. Tatsächlich muss sich das Oxidationsmittel genau so viele Elektronen zuführen, wie das Reduktionsmittel ihm gegeben hat. In der Natur herrscht in allem ein Gleichgewicht, auch in Redoxprozessen. Lassen Sie uns das elektronische Gleichgewicht für diese Reaktion zeigen:
Das gesamte Vielfache zwischen der Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen beträgt 2. Wenn wir es durch die Anzahl der von Natrium (2:1=1) und Schwefel (2:2=1) abgegebenen Elektronen dividieren, erhalten wir die Koeffizienten in dieser Gleichung. Das heißt, auf der rechten und linken Seite der Gleichung sollten sich jeweils ein Schwefelatom (der Wert, der sich aus der Division des gemeinsamen Vielfachen durch die Anzahl der vom Schwefel aufgenommenen Elektronen ergibt) und zwei Natriumatome befinden. Im geschriebenen Diagramm links gibt es immer noch nur ein Natriumatom. Verdoppeln wir es, indem wir der Natriumformel den Faktor 2 voranstellen. Die rechte Seite der Natriumatome enthält bereits 2 (Na2S).
Wir haben eine Gleichung für die einfachste Redoxreaktion zusammengestellt und die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage darin platziert.
Schauen wir uns an, wie man komplexere Redoxreaktionen „löst“. Wenn beispielsweise konzentrierte Schwefelsäure mit demselben Natrium reagiert, entstehen Schwefelwasserstoff, Natriumsulfat und Wasser. Schreiben wir das Diagramm auf:
Lassen Sie uns die Oxidationsstufen der Atome aller Elemente bestimmen:
Veränderte Kunst. nur Natrium und Schwefel. Schreiben wir die Halbreaktionen von Oxidation und Reduktion auf:
Finden wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen 1 (wie viele Elektronen das Natrium abgegeben hat) und 8 (die Anzahl der vom Schwefel aufgenommenen negativen Ladungen), teilen wir es durch 1 und dann durch 8. Das Ergebnis ist die Anzahl der Na- und S-Atome auf beiden rechts und links.
Schreiben wir sie in die Gleichung:
Die Koeffizienten aus der Bilanz stellen wir der Schwefelsäureformel noch nicht voran. Wir zählen, falls vorhanden, andere Metalle, dann Säurereste, dann H und zu guter Letzt prüfen wir, ob Sauerstoff vorhanden ist.
In dieser Gleichung sollten rechts und links jeweils 8 Natriumatome vorhanden sein. Die Schwefelsäurereste werden doppelt verwendet. Davon werden 4 zu Salzbildnern (Bestandteil von Na2SO4) und eines zu H2S, d. h. es müssen insgesamt 5 Schwefelatome verbraucht werden. Wir setzen 5 vor die Schwefelsäureformel.
Wir überprüfen H: Es gibt 5×2=10 H-Atome auf der linken Seite, nur 4 auf der rechten Seite, was bedeutet, dass wir einen Koeffizienten von 4 vor Wasser setzen (es kann nicht vor Schwefelwasserstoff gesetzt werden, da es Aus der Bilanz ergibt sich, dass rechts und links 1 H2S-Moleküle sein sollten. Wir prüfen auf Sauerstoff. Links sind 20 O-Atome, rechts sind es 4x4 aus Schwefelsäure und weitere 4 aus Wasser. Alles passt, was bedeutet, dass die Aktionen korrekt ausgeführt wurden.
Dies ist eine Art von Aktivität, die jemand im Sinn haben könnte, der fragt, wie man Redoxreaktionen löst. Wenn diese Frage „Beende die ORR-Gleichung“ oder „Füge die Reaktionsprodukte hinzu“ bedeutete, reicht es für die Lösung einer solchen Aufgabe nicht aus, eine elektronische Bilanz erstellen zu können. In manchen Fällen müssen Sie wissen, was die Oxidations-/Reduktionsprodukte sind, wie sie durch den Säuregehalt der Umgebung und verschiedene Faktoren beeinflusst werden, die in anderen Artikeln besprochen werden.
Redoxreaktionen - Video
Die ganze Vielfalt chemischer Reaktionen lässt sich auf zwei Arten reduzieren. Wenn sich infolge einer Reaktion die Oxidationsstufen von Elementen nicht ändern, spricht man von solchen Reaktionen Austausch, sonst - Redox Reaktionen.
Das Auftreten chemischer Reaktionen beruht auf dem Austausch von Partikeln zwischen reagierenden Substanzen. Beispielsweise kommt es bei einer Neutralisationsreaktion zu einem Austausch zwischen Kationen und Anionen einer Säure und einer Base, wodurch ein schwacher Elektrolyt entsteht – Wasser:
Oft geht der Austausch mit der Übertragung von Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes einher. Wenn also Zink Kupfer in einer Lösung von Kupfer(II)sulfat ersetzt
Elektronen von Zinkatomen gehen zu Kupferionen:
Den Vorgang, bei dem ein Teilchen Elektronen verliert, nennt man Oxidation, und der Prozess der Elektronengewinnung ist Wiederherstellung. Oxidation und Reduktion erfolgen gleichzeitig, daher werden Wechselwirkungen genannt, die mit der Übertragung von Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes einhergehen Redoxreaktionen.
Die Übertragung von Elektronen kann unvollständig sein. Zum Beispiel bei der Reaktion
Anstelle von niedrigpolaren C-H-Bindungen treten hochpolare H-Cl-Bindungen auf. Zur Vereinfachung des Schreibens von Redoxreaktionen wird das Konzept des Oxidationsgrades verwendet, der den Zustand eines Elements in einer chemischen Verbindung und sein Verhalten bei Reaktionen charakterisiert.
Oxidationszustand- ein numerischer Wert, der der formalen Ladung entspricht, die einem Element zugeordnet werden kann, basierend auf der Annahme, dass alle Elektronen jeder seiner Bindungen auf ein elektronegativeres Atom der gegebenen Verbindung übertragen wurden.
Mit dem Konzept der Oxidationsstufe können wir die Prozesse der Oxidation und Reduktion allgemeiner definieren. Redox nennt man chemische Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen der Elemente der an der Reaktion beteiligten Stoffe einhergehen. Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe eines Elements ab, bei der Oxidation nimmt sie zu. Ein Stoff, der ein Element enthält, das seine Oxidationsstufe verringert, wird genannt Oxidationsmittel; wird ein Stoff genannt, der ein Element enthält, das die Oxidationsstufe erhöht Reduktionsmittel.
Der Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung wird nach folgenden Regeln bestimmt:
· der Oxidationszustand eines Elements in einer einfachen Substanz ist Null;
· die algebraische Summe aller Oxidationsstufen der Atome in einem Molekül ist gleich Null;
· die algebraische Summe aller Oxidationsstufen von Atomen in einem komplexen Ion sowie die Oxidationsstufe eines Elements in einem einfachen einatomigen Ion ist gleich der Ladung des Ions;
· In einer Verbindung weisen die Atome des Elements mit der höchsten Elektronegativität einen negativen Oxidationszustand auf.
· Die maximal mögliche (positive) Oxidationsstufe eines Elements entspricht der Nummer der Gruppe, in der sich das Element im D.I.-Periodensystem befindet. Mendelejew.
Der Oxidationszustand von Atomen von Elementen in einer Verbindung wird über dem Symbol eines bestimmten Elements geschrieben, wobei beispielsweise zuerst das Vorzeichen des Oxidationszustands und dann sein numerischer Wert angegeben werden.
Eine Reihe von Elementen in Verbindungen weisen eine konstante Oxidationsstufe auf, die zur Bestimmung der Oxidationsstufen anderer Elemente verwendet wird:
Die Redoxeigenschaften von Atomen verschiedener Elemente hängen von vielen Faktoren ab. Die wichtigsten davon sind die elektronische Struktur des Elements, sein Oxidationszustand in der Substanz und die Art der Eigenschaften anderer Reaktionsteilnehmer. Verbindungen, die beispielsweise Atome von Elementen mit maximaler (positiver) Oxidationsstufe enthalten, können nur reduziert werden und wirken als Oxidationsmittel. Verbindungen, die Elemente mit minimalen Oxidationsstufen enthalten, z. 
können nur oxidieren und als Reduktionsmittel wirken.
Stoffe, die Elemente mit mittleren Oxidationsstufen enthalten, z.B. 
haben Redox-Dualität. Je nach Reaktionspartner sind solche Stoffe in der Lage, sowohl Elektronen aufzunehmen (bei Wechselwirkung mit stärkeren Reduktionsmitteln) als auch abzugeben (bei Wechselwirkung mit stärkeren Oxidationsmitteln).
Die Zusammensetzung von Reduktions- und Oxidationsprodukten hängt auch von vielen Faktoren ab, darunter der Umgebung, in der die chemische Reaktion stattfindet, der Konzentration der Reagenzien und der Aktivität des Partners im Redoxprozess.
Um die Gleichung für eine Redoxreaktion aufzustellen, müssen Sie wissen, wie sich die Oxidationsstufen der Elemente ändern und in welche anderen Zustände das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel übergehen. Schauen wir uns kurz die Eigenschaften der am häufigsten verwendeten Oxidations- und Reduktionsmittel an.
Die wichtigsten Oxidationsmittel. Unter einfachen Stoffen sind oxidierende Eigenschaften typisch für typische Nichtmetalle: Fluor F 2, Chlor Cl 2, Brom Br 2, Jod I 2, Sauerstoff O 2.
Halogene Wenn sie reduziert werden, nehmen sie eine Oxidationsstufe von -1 an, und von Fluor zu Jod werden ihre oxidierenden Eigenschaften schwächer (F 2 hat aufgrund seiner hohen Aggressivität nur begrenzte Verwendungsmöglichkeiten):
Sauerstoff, wenn es reduziert wird, erhält es eine Oxidationsstufe von -2:
Zu den wichtigsten Oxidationsmitteln unter den sauerstoffhaltigen Säuren und ihren Salzen zählen Salpetersäure HNO 3 und ihre Salze, konzentrierte Schwefelsäure H 2 SO 4, sauerstoffhaltige Halogensäuren HHalO x und ihre Salze, Kaliumpermanganat KMnO 4 und Kaliumdichromat K 2 Cr 2 O 7.
Salpetersäure weist oxidierende Eigenschaften aufgrund von Stickstoff in der Oxidationsstufe +5 auf. Dabei ist die Bildung verschiedener Reduktionsprodukte möglich:
Die Tiefe der Stickstoffreduktion hängt von der Säurekonzentration sowie von der Aktivität des Reduktionsmittels ab, die durch sein Redoxpotential bestimmt wird:
Abb.1. Die Tiefe der Stickstoffreduktion hängt von der Säurekonzentration ab.
Beispielsweise geht die Oxidation von Zink (einem Aktivmetall) mit Salpetersäure mit der Bildung verschiedener Reduktionsprodukte einher; bei einer Konzentration von HNO 3 von etwa 2 % (Gew.) entsteht überwiegend NH 4 NO 3:
bei einer HNO 3 -Konzentration von ca. 5 % (Gew.) – N 2 O:
bei einer HNO 3 Konzentration von ca. 30 % (Gew.) – NO:
und bei einer Konzentration von HNO 3 von ca. 60 % (Gew.) wird überwiegend NO 2 gebildet:
Die oxidative Aktivität von Salpetersäure nimmt mit zunehmender Konzentration zu, sodass konzentriertes HNO 3 nicht nur aktive, sondern auch schwach aktive Metalle wie Kupfer und Silber oxidiert und dabei überwiegend Stickstoffmonoxid (IV) bildet:
sowie Nichtmetalle wie Schwefel und Phosphor und oxidieren sie zu Säuren, die höheren Oxidationsstufen entsprechen:
Salpetersäuresalze ( Nitrate) kann in sauren und bei Wechselwirkung mit aktiven Metallen und in alkalischen Medien sowie in Schmelzen reduziert werden:
Königswasser– eine Mischung aus konzentrierter Säure und Salpetersäure im Volumenverhältnis 1:3. Der Name dieser Mischung ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass sie sogar Edelmetalle wie Gold und Platin auflöst:
Das Auftreten dieser Reaktion ist darauf zurückzuführen, dass Königswasser Nitrosylchlorid NOCl und freies Chlor Cl2 freisetzt:
unter deren Einfluss sich Metalle in Chloride verwandeln.
Schwefelsäure weist in konzentrierter Lösung oxidierende Eigenschaften aufgrund von Schwefel in der Oxidationsstufe +6 auf:
Die Zusammensetzung der Reduktionsprodukte wird hauptsächlich durch die Aktivität des Reduktionsmittels und die Säurekonzentration bestimmt:
Abb.2. Reduzierende Aktivität von Schwefel abhängig von
Säurekonzentration.
Somit führt die Wechselwirkung von konzentriertem H 2 SO 4 mit niedrigaktiven Metallen, einigen Nichtmetallen und ihren Verbindungen zur Bildung von Schwefeloxid (IV):
Aktive Metalle reduzieren konzentrierte Schwefelsäure zu Schwefel oder Schwefelwasserstoff:
Dabei entstehen gleichzeitig H 2 S, S und SO 2 in unterschiedlichen Verhältnissen. Allerdings ist in diesem Fall das Hauptprodukt der Reduktion von H 2 SO 4 SO 2, da das freigesetzte S und H 2 S durch konzentrierte Schwefelsäure oxidiert werden können:
und ihre Salze (siehe Tabelle A.1.1) werden häufig als Oxidationsmittel verwendet, obwohl viele von ihnen einen Doppelcharakter aufweisen. Die Reduktionsprodukte dieser Verbindungen sind in der Regel Chloride und Bromide (Oxidationsstufe -1) sowie Jod (Oxidationsstufe 0);
Allerdings hängt auch in diesem Fall die Zusammensetzung der Reduktionsprodukte von den Reaktionsbedingungen, der Konzentration des Oxidationsmittels und der Aktivität des Reduktionsmittels ab:
Kaliumpermanganat weist oxidierende Eigenschaften aufgrund von Mangan in der Oxidationsstufe +7 auf. Abhängig von der Umgebung, in der die Reaktion stattfindet, wird sie zu unterschiedlichen Produkten reduziert: in einer sauren Umgebung – zu Mangan(II)-Salzen, in einer neutralen Umgebung – zu Mangan(IV)-oxid in der hydratisierten Form MnO(O) 2 , in einer alkalischen Umgebung - zu Manganat -und sie
saure Umgebung
neutrale Umgebung
alkalische Umgebung
Kaliumdichromat, dessen Molekül Chrom in der Oxidationsstufe +6 enthält, ist beim Sintern und in einer sauren Lösung ein starkes Oxidationsmittel
weist in neutraler Umgebung oxidierende Eigenschaften auf
In einer alkalischen Umgebung herrscht ein Gleichgewicht zwischen Chromat- und Dichromat-Ionen
wird in Richtung Bildung verschoben, daher befindet sich in einer alkalischen Umgebung das Oxidationsmittel Kaliumchromat K 2 СrO 4:
Allerdings ist K 2 CrO 4 im Vergleich zu K 2 Cr 2 O 7 ein schwächeres Oxidationsmittel.
Unter den Ionen weisen das Wasserstoffion H + und Metallionen in der höchsten Oxidationsstufe oxidierende Eigenschaften auf. Wasserstoffion H + wirkt als Oxidationsmittel, wenn aktive Metalle mit verdünnten Säurelösungen interagieren (mit Ausnahme von HNO 3).
Metallionen in einer relativ hohen Oxidationsstufe, wie Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, werden reduziert und verwandeln sich in Ionen einer niedrigeren Oxidationsstufe
oder werden aus Lösungen ihrer Salze in Form von Metallen isoliert
Die wichtigsten Reduktionsmittel. Typische Reduktionsmittel unter den einfachen Stoffen sind aktive Metalle wie Alkali- und Erdalkalimetalle, Zink, Aluminium, Eisen und andere sowie einige Nichtmetalle (Wasserstoff, Kohlenstoff, Phosphor, Silizium).
Metalle in einer sauren Umgebung werden sie zu positiv geladenen Ionen oxidiert:
In einer alkalischen Umgebung werden Metalle mit amphoteren Eigenschaften oxidiert; in diesem Fall entstehen negativ geladene Anionen bzw. Hydroxokomponenten:
Nichtmetalle, oxidierend, bilden Oxide oder entsprechende Säuren:
Reduzierende Funktionen besitzen sauerstofffreie Anionen, beispielsweise Cl-, Br-, I-, S 2-, H- und Metallkationen in der höchsten Oxidationsstufe.
In einer Reihe Halogenidionen, die bei Oxidation meist Halogene bilden:
Die reduzierenden Eigenschaften werden von Cl- zu I- verstärkt.
Hydride Metalle zeigen reduzierende Eigenschaften aufgrund der Oxidation von gebundenem Wasserstoff (Oxidationsstufe -1) zu freiem Wasserstoff:
Metallkationen in der niedrigsten Oxidationsstufe, wie Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ und anderen, erhöht sich bei Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln die Oxidationsstufe:
Redox-Dualität. Unter einfachen Substanzen ist die Redox-Dualität charakteristisch für die Untergruppen der Elemente VIIA, VIA und VA, die ihren Oxidationszustand entweder erhöhen oder verringern können.
Wird oft als Oxidationsmittel verwendet Halogene unter dem Einfluss stärkerer Oxidationsmittel zeigen sie reduzierende Eigenschaften (mit Ausnahme von Fluor). Ihre oxidierenden Fähigkeiten nehmen ab und ihre reduzierenden Eigenschaften nehmen von Cl 2 auf I 2 zu:
Abb. 3. Redoxfähigkeit von Halogenen.
Dieses Merkmal wird durch die Reaktion der Jodoxidation mit Chlor in einer wässrigen Lösung veranschaulicht:
Die Zusammensetzung sauerstoffhaltiger Verbindungen, die bei Redoxreaktionen ein duales Verhalten zeigen, umfasst auch Elemente in einer mittleren Oxidationsstufe. Sauerstoffhaltige Säuren von Halogenen und ihre Salze, deren Moleküle ein Halogen in einer mittleren Oxidationsstufe enthalten, können als Oxidationsmittel wirken
und Reduktionsmittel
Wasserstoffperoxid, das Sauerstoff in der Oxidationsstufe -1 enthält, weist in Gegenwart typischer Reduktionsmittel oxidierende Eigenschaften auf, da die Oxidationsstufe von Sauerstoff auf -2 sinken kann:
Letztere Reaktion wird bei der Restaurierung von Gemälden alter Meister eingesetzt, deren bleiweißhaltige Farben durch Wechselwirkung mit Schwefelwasserstoff in der Luft schwarz werden.
Bei Wechselwirkung mit starken Oxidationsmitteln steigt die Oxidationsstufe von Sauerstoff, der Bestandteil von Wasserstoffperoxid ist, auf 0, H 2 O 2 weist die Eigenschaften eines Reduktionsmittels auf:
Salpetersäure Und Nitrite, die Stickstoff in der Oxidationsstufe +3 enthalten und auch als Oxidationsmittel wirken können
sowie in der Rolle von Restauratoren
Einstufung. Es gibt vier Arten von Redoxreaktionen.
1. Wenn das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel unterschiedliche Stoffe sind, hängen solche Reaktionen zusammen intermolekular. Alle zuvor besprochenen Reaktionen sind Beispiele.
2. Bei der thermischen Zersetzung komplexer Verbindungen, die ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel in Form von Atomen verschiedener Elemente enthalten, kommt es zu Redoxreaktionen, sogenannten Redoxreaktionen intramolekular:
3. Reaktionen Unverhältnismäßigkeit (Dismutation oder, nach veralteter Terminologie, Selbstoxidation – Selbstheilung) kann auftreten, wenn Verbindungen, die Elemente in mittleren Oxidationsstufen enthalten, Bedingungen ausgesetzt werden, unter denen sie instabil sind (z. B. bei erhöhten Temperaturen). Der Oxidationszustand dieses Elements nimmt sowohl zu als auch ab:
4. Reaktionen Gegenproportionalität (schalten) sind Wechselwirkungsprozesse zwischen einem Oxidationsmittel und einem Reduktionsmittel, die dasselbe Element mit unterschiedlichen Oxidationsstufen umfassen. Infolgedessen ist das Produkt aus Oxidation und Reduktion eine Substanz mit einer mittleren Oxidationsstufe der Atome eines bestimmten Elements:
Es gibt auch gemischte Reaktionen. Beispielsweise umfasst die intramolekulare Gegenproportionierungsreaktion die Zersetzungsreaktion von Ammoniumnitrat
Gleichungen aufstellen.
Gleichungen für Redoxreaktionen werden auf der Grundlage der Prinzipien der Gleichheit der Anzahl gleicher Atome vor und nach der Reaktion sowie unter Berücksichtigung der Gleichheit der Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen und der Anzahl der aufgenommenen Elektronen erstellt durch das Oxidationsmittel, d.h. elektrische Neutralität von Molekülen. Die Reaktion wird als System zweier Halbreaktionen dargestellt – Oxidation und Reduktion, deren Summation unter Berücksichtigung der angegebenen Prinzipien zur Aufstellung einer allgemeinen Gleichung für den Prozess führt.
Um Gleichungen für Redoxreaktionen zu erstellen, werden am häufigsten die Methode der Elektronen-Ionen-Halbreaktionen und die Elektronengleichgewichtsmethode verwendet.
Elektronen-Ionen-Halbreaktionsmethode Wird zum Erstellen von Gleichungen für Reaktionen verwendet, die in einer wässrigen Lösung ablaufen, sowie für Reaktionen, an denen Substanzen beteiligt sind, deren Oxidationsstufe von Elementen schwer zu bestimmen ist (z. B. KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Nach dieser Methode werden beim Aufbau der Reaktionsgleichung die folgenden Hauptschritte unterschieden.
a) Schreiben Sie das allgemeine Molekulardiagramm des Prozesses auf und geben Sie dabei das Reduktionsmittel, das Oxidationsmittel und das Medium an, in dem die Reaktion stattfindet (sauer, neutral oder alkalisch). Zum Beispiel
b) Unter Berücksichtigung der Dissoziation von Elektrolyten in einer wässrigen Lösung wird dieses Schema in Form einer Molekül-Ionen-Wechselwirkung dargestellt. Ionen, deren Oxidationsstufen von Atomen sich nicht ändern, sind im Diagramm nicht angegeben, mit Ausnahme von Umweltionen (H +, OH -):
c) Bestimmen Sie die Oxidationsgrade des Reduktionsmittels und des Oxidationsmittels sowie die Produkte ihrer Wechselwirkung:
f) Fügen Sie Ionen hinzu, die nicht am Oxidations-Reduktionsprozess teilgenommen haben, gleichen Sie ihre Mengen links und rechts aus und schreiben Sie die Molekülgleichung der Reaktion auf
Die größten Schwierigkeiten ergeben sich bei der Erstellung einer Stoffbilanz für Halbreaktionen der Oxidation und Reduktion, wenn sich die Anzahl der Sauerstoffatome ändert, aus denen die Partikel des Oxidationsmittels und Reduktionsmittels bestehen. Dabei ist zu berücksichtigen, dass in wässrigen Lösungen die Bindung bzw. Anlagerung von Sauerstoff unter Beteiligung von Wassermolekülen und Ionen des Mediums erfolgt.
Während des Oxidationsprozesses wird für ein Sauerstoffatom, das sich an ein Reduktionsmittelpartikel bindet, in sauren und neutralen Umgebungen ein Molekül Wasser verbraucht und zwei H + -Ionen gebildet; In einer alkalischen Umgebung werden zwei Hydroxidionen OH – verbraucht und ein Molekül Wasser gebildet (Tabelle 1.1).
Um im sauren Milieu ein Sauerstoffatom des Oxidationsmittels zu binden, werden beim Reduktionsprozess zwei H+-Ionen verbraucht und ein Wassermolekül gebildet; In neutralen und alkalischen Umgebungen wird ein H 2 O-Molekül verbraucht und zwei OH – -Ionen gebildet (Tabellen 1, 2).
Tabelle 1
Zugabe von Sauerstoffatomen zu einem Reduktionsmittel während der Oxidation
Tabelle 2
Bindung von Sauerstoffatomen des Oxidationsmittels während des Reduktionsprozesses
Die Vorteile der Methode der elektronenionischen Halbreaktionen bestehen darin, dass bei der Erstellung von Gleichungen für Redoxreaktionen die realen Zustände der Teilchen in Lösung und die Rolle der Umgebung im Prozessablauf berücksichtigt werden; eine Verwendung ist nicht erforderlich das formale Konzept der Oxidationsstufe.
Elektronische Waage-Methode, basierend auf der Berücksichtigung von Änderungen der Oxidationsstufe und dem Prinzip der elektrischen Neutralität des Moleküls, ist universell. Es wird häufig verwendet, um Gleichungen für Redoxreaktionen zu formulieren, die zwischen Gasen, Feststoffen und in Schmelzen auftreten.
Der Ablauf der Operationen ist je nach Methode wie folgt:
1) Schreiben Sie die Formeln der Reagenzien und Reaktionsprodukte in molekularer Form auf:
2) Bestimmen Sie den Oxidationszustand von Atomen, die ihn während der Reaktion ändern:
3) Anhand der Änderung der Oxidationsstufen wird die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen und die vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen bestimmt und eine elektronische Bilanz unter Berücksichtigung des Gleichheitsprinzips erstellt Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen:
4) Die elektronischen Gleichgewichtsfaktoren werden als stöchiometrische Hauptkoeffizienten in die Gleichung der Redoxreaktion eingeschrieben:
5) Wählen Sie die stöchiometrischen Koeffizienten der verbleibenden Reaktionsteilnehmer aus:
Bei der Aufstellung von Gleichungen ist zu berücksichtigen, dass das Oxidationsmittel (bzw. Reduktionsmittel) nicht nur bei der Hauptredoxreaktion, sondern auch bei der Bindung der entstehenden Reaktionsprodukte verbraucht werden kann, also als Medium fungieren kann und ein Salzbildner.
Ein Beispiel dafür, dass die Rolle des Mediums ein Oxidationsmittel spielt, ist die Oxidationsreaktion eines Metalls in Salpetersäure, die nach der Methode der elektronenionischen Halbreaktionen entsteht:
Ein Beispiel, wenn das Reduktionsmittel das Medium ist, in dem die Reaktion stattfindet, ist die Oxidation von Salzsäure mit Kaliumdichromat, zusammengestellt nach der Methode der elektronischen Waage:
Bei der Berechnung der Mengen-, Massen- und Volumenverhältnisse der Teilnehmer an Redoxreaktionen werden die grundlegenden stöchiometrischen Gesetze der Chemie und insbesondere das Äquivalentgesetz verwendet. Zur Bestimmung der Richtung und Vollständigkeit von Redoxprozessen werden die Werte der thermodynamischen Parameter dieser Systeme und bei Reaktionen in wässrigen Lösungen die Werte der entsprechenden Elektrodenpotentiale verwendet.
Während der Lektion werden wir uns mit dem Thema „Oxidations-Reduktions-Reaktionen“ befassen. Sie lernen die Definition dieser Reaktionen und ihre Unterschiede zu anderen Reaktionstypen kennen. Merken Sie sich die Oxidationszahl, das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel. Lernen Sie, elektronische Bilanzdiagramme für Redoxreaktionen zu erstellen, und machen Sie sich mit der Klassifizierung von Redoxreaktionen vertraut.
Thema: Redoxreaktionen
Lektion: Redoxreaktionen
Als Reaktionen werden Reaktionen bezeichnet, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen der Atome ablaufen, aus denen die reagierenden Stoffe bestehen Redox . Die Änderung der Oxidationsstufen erfolgt durch die Übertragung von Elektronen vom Reduktionsmittel auf das Oxidationsmittel. ist die formale Ladung eines Atoms, vorausgesetzt, dass alle Bindungen in der Verbindung ionisch sind.
Oxidationsmittel - Dabei handelt es sich um einen Stoff, dessen Moleküle oder Ionen Elektronen aufnehmen. Wenn ein Element ein Oxidationsmittel ist, nimmt seine Oxidationsstufe ab.
О 0 2 +4е - → 2О -2 (Oxidationsmittel, Reduktionsprozess)
Verfahren Rezeption Elektronen nennt man Stoffe Wiederherstellung. Das Oxidationsmittel wird dabei reduziert.
Reduktionsmittel - ist ein Stoff, dessen Moleküle oder Ionen Elektronen abgeben. Das Reduktionsmittel erhöht seinen Oxidationszustand.
S 0 -4e - →S +4 (Reduktionsmittel, Oxidationsprozess)
Verfahren kehrt zurück Elektronen nennt man . Das Reduktionsmittel wird während des Prozesses oxidiert.
Beispiel Nr. 1. Chlor im Labor herstellen
Im Labor wird Chlor aus Kaliumpermanganat und konzentrierter Salzsäure gewonnen. Kristalle von Kaliumpermanganat werden in einen Wurtz-Kolben gegeben. Verschließen Sie den Kolben mit einem Stopfen mit Tropftrichter. Salzsäure wird in den Trichter gegossen. Aus einem Tropftrichter wird Salzsäure eingegossen. Es setzt sofort eine kräftige Chlorfreisetzung ein. Durch das Gasauslassrohr füllt Chlor nach und nach den Zylinder und verdrängt Luft daraus. Reis. 1.
Reis. 1
Schauen wir uns am Beispiel dieser Reaktion an, wie man eine elektronische Waage erstellt.
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
Bei Mangan und Chlor änderten sich die Oxidationsstufen.
Mn +7 +5е - = Mn +2 Oxidationsmittel, Reduktionsprozess
2 CI - -2е - = CI 0 2 Reduktionsmittel, Oxidationsprozess
4. Gleichen wir die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen aus. Dazu ermitteln wir das kleinste gemeinsame Vielfache für die Zahlen 5 und 2. Das ist 10. Als Ergebnis der Division des kleinsten gemeinsamen Vielfachen durch die Anzahl der gegebenen und akzeptierten Elektronen erhalten wir die Koeffizienten des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels Agent.
Mn +7 +5e - = Mn +2 2
2 CI - -2е - = CI 0 2 5
2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H2O
Allerdings steht vor der Salzsäureformel kein Koeffizient, da nicht alle Chloridionen am Redoxprozess beteiligt sind. Mit der Elektronenausgleichsmethode können Sie nur die am Redoxprozess beteiligten Ionen ausgleichen. Daher ist es notwendig, die Anzahl der nicht beteiligten Ionen auszugleichen. Nämlich Kaliumkationen, Wasserstoff- und Chloridanionen. Das Ergebnis ist die folgende Gleichung:
2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O
Beispiel Nr. 2. Wechselwirkung von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure. Reis. 2.
Eine „Kupfer“-Münze wurde in ein Glas mit 10 ml Säure gegeben. Schnell begann die Freisetzung von braunem Gas (besonders eindrucksvoll wirkten braune Blasen in der noch farblosen Flüssigkeit). Der gesamte Raum über der Flüssigkeit verfärbte sich braun und aus dem Glas strömten braune Dämpfe. Die Lösung wurde grün. Die Reaktion beschleunigte sich ständig. Nach etwa einer halben Minute verfärbte sich die Lösung blau und nach zwei Minuten begann sich die Reaktion zu verlangsamen. Die Münze löste sich nicht vollständig auf, verlor aber stark an Dicke (sie konnte mit den Fingern gebogen werden). Die grüne Farbe der Lösung im Anfangsstadium der Reaktion ist auf die Reduktionsprodukte der Salpetersäure zurückzuführen.
Reis. 2
1. Schreiben wir das Schema dieser Reaktion auf:
Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Ordnen wir die Oxidationsstufen aller Elemente in den an der Reaktion beteiligten Stoffen an:
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
Die Oxidationsstufen änderten sich für Kupfer und Stickstoff.
3. Wir erstellen ein Diagramm, das den Prozess des Elektronenübergangs widerspiegelt:
N +5 +е - = N +4 Oxidationsmittel, Reduktionsprozess
Cu 0 -2е - = Cu +2 Reduktionsmittel, Oxidationsprozess
4. Gleichen wir die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen aus. Dazu ermitteln wir das kleinste gemeinsame Vielfache für die Zahlen 1 und 2. Das ist 2. Als Ergebnis der Division des kleinsten gemeinsamen Vielfachen durch die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen erhalten wir die Koeffizienten des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels Agent.
N +5 +e - = N +4 2
Cu 0 -2е - = Cu +2 1
5. Wir übertragen die Koeffizienten in das Originaldiagramm und transformieren die Reaktionsgleichung.
Cu + ?HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Salpetersäure ist nicht nur an der Redoxreaktion beteiligt, daher wird der Koeffizient zunächst nicht angegeben. Als Ergebnis erhält man schließlich die folgende Gleichung:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Klassifizierung von Redoxreaktionen
1. Intermolekulare Redoxreaktionen .
Hierbei handelt es sich um Reaktionen, bei denen Oxidations- und Reduktionsmittel unterschiedliche Stoffe sind.
H 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Intramolekulare Reaktionen, bei denen sich oxidierende und stoppende Atome in Molekülen derselben Substanz befinden, zum Beispiel:
2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Disproportionierung (Selbstoxidation-Selbstheilung) – Reaktionen, bei denen dasselbe Element sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel fungiert, zum Beispiel:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Konproportionierung (Reproportionierung) – Reaktionen, bei denen eine Oxidationsstufe aus zwei verschiedenen Oxidationsstufen desselben Elements erhalten wird
Hausaufgaben
1. Nr. 1-3 (S. 162) Gabrielyan O.S. Chemie. Klasse 11. Ein Grundniveau von. 2. Aufl., gelöscht. - M.: Bustard, 2007. - 220 S.
2. Warum hat Ammoniak nur reduzierende und Salpetersäure nur oxidierende Eigenschaften?
3. Ordnen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung für die Herstellung von Salpetersäure mithilfe der Methode der elektronischen Waage an: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
Unterrichtsart. Neues Wissen erwerben.
Lernziele.Lehrreich. Führen Sie die Schüler in eine neue Klassifizierung chemischer Reaktionen ein, die auf Änderungen der Oxidationsstufen von Elementen basiert – Oxidations-Reduktions-Reaktionen (ORR); Bringen Sie den Schülern bei, Koeffizienten mit der Methode der elektronischen Waage zu ordnen.
Entwicklung. Setzen Sie die Entwicklung des logischen Denkens, der Fähigkeit zum Analysieren und Vergleichen fort und entwickeln Sie Interesse am Thema.
Lehrreich. Das wissenschaftliche Weltbild der Studierenden formen; Arbeitsfähigkeiten verbessern.
Methoden und methodische Techniken. Geschichte, Gespräch, Demonstration visueller Hilfsmittel, selbstständiges Arbeiten der Studierenden.
Ausrüstung und Reagenzien. Reproduktion mit dem Bild des Koloss von Rhodos, Algorithmus zur Anordnung der Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage, Tabelle typischer Oxidations- und Reduktionsmittel, Kreuzworträtsel; Fe (Nagel), NaOH, CuSO 4-Lösungen.
WÄHREND DES UNTERRICHTS
Einführender Teil
(Motivation und Zielsetzung)
Lehrer. Im 3. Jahrhundert. Chr. Auf der Insel Rhodos wurde ein Denkmal in Form einer riesigen Statue von Helios (dem griechischen Sonnengott) errichtet. Das grandiose Design und die perfekte Ausführung des Koloss von Rhodos – eines der Weltwunder – überraschten jeden, der ihn sah.
Wir wissen nicht genau, wie die Statue aussah, aber es ist bekannt, dass sie aus Bronze bestand und eine Höhe von etwa 33 m erreichte. Die Statue wurde vom Bildhauer Haret geschaffen und der Bau dauerte 12 Jahre.
Die Bronzeschale war an einem Eisenrahmen befestigt. Der Bau der hohlen Statue begann von unten, und als sie wuchs, wurde sie mit Steinen gefüllt, um sie stabiler zu machen. Etwa 50 Jahre nach seiner Fertigstellung stürzte der Koloss ein. Während des Erdbebens brach es in Kniehöhe.
Wissenschaftler glauben, dass der wahre Grund für die Zerbrechlichkeit dieses Wunders die Metallkorrosion war. Und der Korrosionsprozess basiert auf Redoxreaktionen.
Heute lernen Sie in der Lektion etwas über Redoxreaktionen; Erfahren Sie mehr über die Konzepte „Reduktionsmittel“ und „Oxidationsmittel“ sowie über die Prozesse der Reduktion und Oxidation. lernen, Koeffizienten in Gleichungen von Redoxreaktionen einzusetzen. Notieren Sie Datum und Thema der Lektion in Ihren Arbeitsbüchern.
Neues Material lernen
Der Lehrer führt zwei Demonstrationsexperimente durch: die Wechselwirkung von Kupfer(II)sulfat mit Alkali und die Wechselwirkung desselben Salzes mit Eisen.
Lehrer. Schreiben Sie die Molekülgleichungen für die durchgeführten Reaktionen auf. Ordnen Sie in jeder Gleichung die Oxidationsstufen der Elemente in den Formeln der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte an.
Der Schüler schreibt Reaktionsgleichungen an die Tafel und ordnet Oxidationsstufen zu:
Lehrer. Änderten sich bei diesen Reaktionen die Oxidationsstufen der Elemente?
Student. In der ersten Gleichung änderten sich die Oxidationsstufen der Elemente nicht, in der zweiten jedoch – für Kupfer und Eisen.
Lehrer. Die zweite Reaktion ist eine Redoxreaktion. Versuchen Sie, Redoxreaktionen zu definieren.
Student. Reaktionen, die zu Änderungen der Oxidationsstufen der Elemente führen, aus denen die Reaktanten und Reaktionsprodukte bestehen, werden Redoxreaktionen genannt.
Die Schüler notieren in ihren Heften nach dem Diktat des Lehrers die Definition von Redoxreaktionen.
Lehrer. Was geschah als Ergebnis der Redoxreaktion? Vor der Reaktion hatte Eisen die Oxidationsstufe 0, nach der Reaktion wurde es +2. Wie wir sehen können, hat sich die Oxidationsstufe erhöht, daher gibt Eisen 2 Elektronen ab.
Kupfer hat vor der Reaktion eine Oxidationsstufe von +2 und nach der Reaktion 0. Wie wir sehen können, hat die Oxidationsstufe abgenommen. Daher nimmt Kupfer 2 Elektronen auf.
Eisen gibt Elektronen ab, es ist ein Reduktionsmittel und der Vorgang der Elektronenübertragung wird Oxidation genannt.
Kupfer nimmt Elektronen auf, es ist ein Oxidationsmittel und der Vorgang der Elektronenzufuhr wird Reduktion genannt.
Schreiben wir die Diagramme dieser Prozesse auf:
Geben Sie also eine Definition der Begriffe „Reduktionsmittel“ und „Oxidationsmittel“ an.
Student. Als Reduktionsmittel werden Atome, Moleküle oder Ionen bezeichnet, die Elektronen abgeben.
Atome, Moleküle oder Ionen, die Elektronen aufnehmen, werden Oxidationsmittel genannt.
Lehrer. Wie können wir die Prozesse der Reduktion und Oxidation definieren?
Student. Reduktion ist der Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion Elektronen gewinnt.
Oxidation ist der Prozess der Elektronenübertragung durch ein Atom, Molekül oder Ion.
Die Schüler schreiben Definitionen aus dem Diktat in ein Notizbuch und zeichnen.
Erinnern!
Elektronen abgeben und oxidieren.
Elektronen nehmen – erholen.
Lehrer. Oxidation geht immer mit Reduktion einher, und umgekehrt ist Reduktion immer mit Oxidation verbunden. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ist gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen.
Um Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen auszuwählen, werden zwei Methoden verwendet – das elektronische Gleichgewicht und das Elektron-Ionen-Gleichgewicht (Halbreaktionsmethode).
Wir betrachten nur die Methode der elektronischen Waage. Dazu verwenden wir einen Algorithmus zur Anordnung der Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage (entworfen auf einem Blatt Whatman-Papier).
BEISPIEL Ordnen Sie die Koeffizienten in diesem Reaktionsschema mithilfe der Methode der elektronischen Waage an, bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel und geben Sie die Prozesse der Oxidation und Reduktion an:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Wir werden den Algorithmus zum Anordnen von Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage verwenden.
3. Schreiben wir die Elemente auf, die den Oxidationszustand ändern:
4. Lassen Sie uns elektronische Gleichungen erstellen und die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen bestimmen:
5. Die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen muss gleich sein, denn Weder die Edukte noch die Reaktionsprodukte werden geladen. Wir gleichen die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen aus, indem wir das kleinste gemeinsame Vielfache (LCM) und zusätzliche Faktoren auswählen:
6. Die resultierenden Multiplikatoren sind Koeffizienten. Übertragen wir die Koeffizienten auf das Reaktionsschema:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Als typisch werden Stoffe bezeichnet, die bei vielen Reaktionen Oxidations- oder Reduktionsmittel sind.
Ein Tisch aus einem Stück Whatman-Papier wird aufgehängt.
Lehrer. Redoxreaktionen kommen sehr häufig vor. Sie sind nicht nur mit Korrosionsprozessen verbunden, sondern auch mit Fermentation, Zerfall, Photosynthese und Stoffwechselprozessen, die in einem lebenden Organismus ablaufen. Sie können bei der Kraftstoffverbrennung beobachtet werden. Redoxprozesse begleiten die Stoffkreisläufe in der Natur.
Wussten Sie, dass täglich etwa 2 Millionen Tonnen Salpetersäure in der Atmosphäre entstehen?
700 Millionen Tonnen pro Jahr und in Form einer schwachen Lösung fallen mit dem Regen auf den Boden (der Mensch produziert nur 30 Millionen Tonnen Salpetersäure pro Jahr).
Was passiert in der Atmosphäre?
Luft enthält 78 Vol.-% Stickstoff, 21 Vol.-% Sauerstoff und 1 Vol.-% andere Gase. Unter dem Einfluss von Blitzentladungen, und auf der Erde gibt es durchschnittlich 100 Blitze pro Sekunde, interagieren Stickstoffmoleküle mit Sauerstoffmolekülen und bilden Stickstoffmonoxid (II):
Stickstoffmonoxid(II) wird durch Luftsauerstoff leicht zu Stickstoffmonoxid(IV) oxidiert:
NO + O 2 NO 2 .
Das entstehende Stickoxid (IV) reagiert in Gegenwart von Sauerstoff mit der Luftfeuchtigkeit und wird zu Salpetersäure:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Alle diese Reaktionen sind Redoxreaktionen.
Übung . Ordnen Sie die Koeffizienten in den angegebenen Reaktionsschemata mithilfe der Methode der elektronischen Bilanz an, geben Sie das Oxidationsmittel, das Reduktionsmittel sowie die Oxidations- und Reduktionsprozesse an.
Lösung
1. Bestimmen wir die Oxidationsstufen der Elemente:
2. Lassen Sie uns die Symbole der Elemente hervorheben, deren Oxidationsstufen sich ändern:
3. Schreiben wir die Elemente auf, die ihre Oxidationsstufen geändert haben:
4. Lassen Sie uns elektronische Gleichungen erstellen (bestimmen Sie die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen):
5. Die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen ist gleich.
6. Übertragen wir die Koeffizienten der elektronischen Schaltkreise auf das Reaktionsdiagramm:
Als nächstes werden die Schüler gebeten, die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage selbstständig zu ordnen, das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel zu bestimmen und die Oxidations- und Reduktionsprozesse in anderen in der Natur vorkommenden Prozessen anzugeben.
Die anderen beiden Reaktionsgleichungen (mit Koeffizienten) haben die Form:
Die Richtigkeit der Aufgaben wird mit einem Overheadprojektor überprüft.
Letzter Teil
Der Lehrer bittet die Schüler, ein Kreuzworträtsel auf der Grundlage des gelernten Materials zu lösen. Das Ergebnis der Arbeit wird zur Überprüfung vorgelegt.
Gelöst Kreuzworträtsel, erfahren Sie, dass die Stoffe KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 stark sind ... (vertikal (2)).
Waagerecht:
1. Welchen Prozess spiegelt das Diagramm wider:
3. Reaktion
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + Q
ist redox, reversibel, homogen, ....
4. ... Kohlenstoff(II) ist ein typisches Reduktionsmittel.
5. Welchen Prozess spiegelt das Diagramm wider:
6. Um Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen auszuwählen, verwenden Sie die elektronische... Methode.
7. Laut Diagramm gab Aluminium ... ein Elektron ab.
8. Als Reaktion:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
Wasserstoff H 2 – ... .
9. Welche Art von Reaktionen sind immer nur Redoxreaktionen?
10. Der Oxidationszustand einfacher Stoffe ist….
11. Als Reaktion:
Reduktionsmittel -….
Hausaufgabe. Nach dem Lehrbuch von O.S. Gabrielyan „Chemistry-8“, § 43, S. 178–179, ex. 1, 7 schriftlich.
Aufgabe (für zu Hause). Die Konstrukteure der ersten Raumschiffe und U-Boote standen vor einem Problem: Wie kann eine konstante Luftzusammensetzung auf dem Schiff und den Raumstationen aufrechterhalten werden? Überschüssiges Kohlendioxid loswerden und Sauerstoff auffüllen? Es wurde eine Lösung gefunden.
Kaliumsuperoxid KO 2 bildet durch Wechselwirkung mit Kohlendioxid Sauerstoff:
Wie Sie sehen, handelt es sich hierbei um eine Redoxreaktion. Sauerstoff ist bei dieser Reaktion sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel.
Bei einer Weltraummission zählt jedes Gramm Fracht. Berechnen Sie den Vorrat an Kaliumsuperoxid, der bei einem Raumflug mitgenommen werden muss, wenn der Flug 10 Tage dauert und die Besatzung aus zwei Personen besteht. Es ist bekannt, dass ein Mensch täglich 1 kg Kohlendioxid ausatmet.
(Antwort. 64,5 kg KO2. )
Aufgabe (erhöhter Schwierigkeitsgrad). Schreiben Sie die Gleichungen der Redoxreaktionen auf, die zur Zerstörung des Kolosses von Rhodos führen könnten. Bedenken Sie, dass diese riesige Statue in einer Hafenstadt auf einer Insel im Ägäischen Meer vor der Küste der heutigen Türkei stand, wo die feuchte Mittelmeerluft voller Salze ist. Es bestand aus Bronze (einer Legierung aus Kupfer und Zinn) und war auf einem Eisenrahmen montiert.
Literatur
Gabrielyan O.S.. Chemie-8. Moskau: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Handbuch des Lehrers. 8. Klasse. Moskau: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Sieben Weltwunder. Die Antike, das Mittelalter, unsere Zeit. M.: BMM AO, 1997;
Kleine Kinder-Enzyklopädie. Chemie. M.: Russische Enzyklopädische Partnerschaft, 2001; Enzyklopädie für Kinder „Avanta+“. Chemie. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoxreaktionen. M.: Bildung, 1989.
Woher wissen Sie, wo sich das Oxidationsmittel und wo das Reduktionsmittel in einer chemischen Reaktion befindet? und bekam die beste Antwort
Antwort von ul.[aktiv]
Wenn ein Stoff nach einer Reaktion (nach dem Gleichheitszeichen) eine positive Ladung erhält, handelt es sich um ein Reduktionsmittel
und wenn es eine negative Ladung annimmt, bedeutet das, dass es ein Oxidationsmittel ist
Zum Beispiel
H2 + O2 = H2O
Vor der Reaktion haben sowohl Wasserstoff als auch Sauerstoff keine Ladung
nach der Reaktion
Wasserstoff erhält eine Ladung von +1 und Sauerstoff -2 bedeutet, dass Wasserstoff ein Reduktionsmittel ist
und Sauerstoff ist ein Oxidationsmittel!!
Quelle: =)) Wenn etwas unklar ist, schreiben Sie)
Antwort von 2 Antworten[Guru]
Hallo! Hier finden Sie eine Auswahl an Themen mit Antworten auf Ihre Frage: Woher wissen Sie, wo sich in einer chemischen Reaktion das Oxidationsmittel und wo das Reduktionsmittel befindet?
Antwort von BeardMax[Guru]
Dazu müssen Sie die Oxidationszahl kennen.
Lernen Sie, den Oxidationszustand eines beliebigen Atoms in einer chemischen Verbindung zu bestimmen.
Schauen Sie sich als nächstes an, welche CO-Atome in der Reaktion zunehmen und welche abnehmen. Die ersten sind Reduktionsmittel, die zweiten Oxidationsmittel.
Im Allgemeinen gab es keinen Grund, auf die Chemie zu verzichten.
Antwort von GMBH[Neuling]
Ein Reduktionsmittel ist ein Stoff, der Elektronen abgibt. H-r, Ca (2+) - 2e \u003d Ca (0)
Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff, der Elektronen aufnimmt.
Antwort von Mariska[Neuling]
Um das herauszufinden, müssen Sie sich ansehen, was Reagenzien sind und was als Medium hinzugefügt wird. Wenn die Ausgangsstoffe beispielsweise Mn (+4) und Wasser enthalten, dann ändert Mn die Oxidationsstufe in (+6), wenn ich mich nicht irre. Außerdem kann man sehen, in welchem Oxidationsgrad sich die Elemente befinden (plötzlich irgendwo minimal oder im Gegenteil maximal).
