Çfarë t'i përgjigjeni një personi që është i interesuar se si të zgjidhë reaksionet redoks? Janë të pazgjidhshme. Megjithatë, si çdo tjetër. Kimistët nuk i zgjidhin fare reaksionet ose ekuacionet e tyre. Për reaksionin redoks (ORR), mund të bëni një ekuacion dhe të vendosni koeficientët në të. Le të shohim se si ta bëjmë atë.
Agjent oksidues dhe agjent reduktues
Një reaksion redoks është një reaksion në të cilin ndryshojnë gjendjet e oksidimit të reaktantëve. Kjo ndodh sepse njëra nga grimcat heq dorë nga elektronet e saj (quhet agjent reduktues), dhe tjetra i pranon ato (një agjent oksidues).
Agjenti reduktues, duke humbur elektrone, oksidohet, domethënë rrit vlerën e gjendjes së oksidimit. Për shembull, hyrja: 
do të thotë se zinku dhuroi 2 elektrone, domethënë u oksidua. Ai është një restaurator. Shkalla e oksidimit të tij, siç shihet nga shembulli i mësipërm, është rritur. 
- këtu squfuri pranon elektrone, domethënë zvogëlohet. Ajo është një oksidues. Shkalla e oksidimit është ulur.
Dikush mund të pyesë veten pse, kur shtohen elektronet, gjendja e oksidimit zvogëlohet, dhe kur ato humbasin, përkundrazi, rritet? Gjithçka është logjike. Një elektron është një grimcë me një ngarkesë prej -1, prandaj, nga pikëpamja matematikore, hyrja duhet të lexohet si më poshtë: 0 - (-1) = +1, ku (-1) është elektroni. Atëherë do të thotë: 0 + (-2) = -2, ku (-2) - këto janë dy elektronet që pranoi atomi i squfurit.
Tani merrni parasysh një reagim në të cilin ndodhin të dy proceset:
Natriumi reagon me squfurin për të formuar sulfur natriumi. Atomet e natriumit oksidohen, duke hequr dorë nga një elektron secili, atomet e squfurit rikthehen, duke bashkuar dy. Megjithatë, kjo mund të jetë vetëm në letër. Në fakt, agjenti oksidues duhet t'i bashkojë vetes saktësisht aq elektrone sa u dha reduktuesi. Në natyrë, një ekuilibër ruhet në gjithçka, përfshirë proceset redoks. Le të tregojmë bilancin elektronik për këtë reagim:
Shumëfishi i përbashkët ndërmjet numrit të elektroneve të dhuruara dhe atyre të marra është 2. Duke e pjesëtuar me numrin e elektroneve të dhuruara nga natriumi (2:1=1) dhe squfuri (2:2=1) jepen koeficientët në këtë ekuacion. Kjo do të thotë, në anën e djathtë dhe në anën e majtë të ekuacionit, duhet të ketë një atom squfuri secili (vlera që është marrë duke pjesëtuar shumëfishin e përbashkët me numrin e elektroneve të pranuara nga squfuri) dhe dy atome natriumi. Në skemën e shkruar, ka vetëm një atom natriumi në të majtë. E dyfishojmë duke vendosur faktorin 2 përpara formulës së natriumit. Ana e djathtë e atomeve të natriumit tashmë përmban 2 (Na2S).
Ne kemi përpiluar një ekuacion për reaksionin më të thjeshtë redoks dhe kemi vendosur koeficientët në të duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
Le të shqyrtojmë se si të "zgjidhim" reagimet redoks më të vështira. Për shembull, kur acidi sulfurik i përqendruar reagon me të njëjtin natrium, formohen sulfur hidrogjeni, sulfat natriumi dhe ujë. Le të shkruajmë diagramin:
Le të përcaktojmë gjendjet e oksidimit të atomeve të të gjithë elementëve:
Ndryshuar st.o. vetëm natriumi dhe squfuri. Le të shkruajmë gjysmëreaksionet e oksidimit dhe reduktimit:
Le të gjejmë shumëfishin më të vogël të përbashkët midis 1 (sa elektrone hoqi dorë nga natriumi) dhe 8 (numri i ngarkesave negative të pranuara nga squfuri), e ndajmë me 1, pastaj me 8. Rezultatet janë numri i atomeve Na dhe S të dy në djathtas dhe majtas.
Le t'i shkruajmë ato në një ekuacion:
Përpara formulës së acidit sulfurik, ne nuk vendosim ende koeficientët nga bilanci. Ne numërojmë metale të tjera, nëse ka, pastaj mbetjet e acidit, pastaj H, dhe në fund kontrollojmë për oksigjen.
Në këtë ekuacion duhet të jenë 8 atome natriumi djathtas dhe majtas.Acidi sulfurik i mbetur përdoret dy herë. Prej tyre, 4 bëhen kripëformues (janë pjesë e Na2SO4) dhe një kthehet në H2S, domethënë duhet të konsumohen gjithsej 5 atome squfuri. Vendosim 5 para formulës së acidit sulfurik.
Kontrollojmë H: ka 5 × 2 = 10 atome H në anën e majtë, vetëm 4 në të djathtë, që do të thotë se vendosim një koeficient 4 para ujit (nuk mund ta vendosni para sulfurit të hidrogjenit, pasi ai Nga bilanci del se djathtas dhe majtas duhet të ketë 1 molekula H2S.Kontrollojmë për oksigjen.Në të majtë ka 20 atome O, në të djathtë 4 × 4 nga acidi sulfurik dhe 4 të tjera nga uji. Gjithçka konvergon, që do të thotë se veprimet kryhen në mënyrë korrekte.
Ky është një lloj veprimi që dikush që pyeti se si të zgjidhte reaksionet redoks mund të ketë parasysh. Nëse kjo pyetje nënkuptonte "përfundoni ekuacionin OVR" ose "shtoni produktet e reagimit", atëherë për të përfunduar një detyrë të tillë nuk mjafton të jeni në gjendje të hartoni një bilanc elektronik. Në disa raste, duhet të dini se cilat janë produktet e oksidimit/reduktimit, si ndikohen ato nga aciditeti i mjedisit dhe faktorë të ndryshëm që do të diskutohen në artikuj të tjerë.
Reagimet redoks - video
E gjithë shumëllojshmëria e reaksioneve kimike mund të reduktohet në dy lloje. Nëse si rezultat i reaksionit gjendjet e oksidimit të elementeve nuk ndryshojnë, atëherë reaksione të tilla quhen shkëmbim, ndryshe - redoks reagimet.
Ecuria e reaksioneve kimike është për shkak të shkëmbimit të grimcave midis substancave që reagojnë. Për shembull, në një reaksion neutralizimi, ndodh një shkëmbim midis kationeve dhe anioneve të një acidi dhe një baze, duke rezultuar në formimin e një elektroliti të dobët - uji:
Shpesh shkëmbimi shoqërohet me transferimin e elektroneve nga një grimcë në tjetrën. Pra, kur bakri zhvendoset nga zinku në një zgjidhje të sulfatit të bakrit (II)
elektronet nga atomet e zinkut shkojnë në jonet e bakrit:
Procesi i humbjes së elektroneve nga një grimcë quhet oksidimi, dhe procesi i marrjes së elektroneve është restaurimi. Oksidimi dhe reduktimi zhvillohen njëkohësisht, prandaj, ndërveprimet e shoqëruara me transferimin e elektroneve nga një grimcë në tjetrën quhen reaksionet redoks.
Transferimi i elektroneve mund të jetë i paplotë. Për shembull, në reagim
në vend të lidhjeve C-H me polaritet të ulët shfaqen lidhjet H-Cl polare të forta. Për lehtësinë e shkrimit të reaksioneve redoks, përdoret koncepti i shkallës së oksidimit, i cili karakterizon gjendjen e një elementi në një përbërje kimike dhe sjelljen e tij në reaksione.
Gjendja e oksidimit- një vlerë numerikisht e barabartë me ngarkesën formale që mund t'i atribuohet një elementi, bazuar në supozimin se të gjitha elektronet e secilës prej lidhjeve të tij kanë kaluar në një atom më elektronegativ të këtij përbërësi.
Duke përdorur konceptin e gjendjes së oksidimit, mund të jepet një përkufizim më i përgjithshëm i proceseve të oksidimit dhe reduktimit. redoks quhen reaksione kimike që shoqërohen me ndryshim të gjendjeve të oksidimit të elementeve të substancave të përfshira në reaksion. Kur zvogëlohet gjendja e oksidimit të elementit zvogëlohet, kur oksidohet - rritet. Substanca që përmban një element që ul gjendjen e oksidimit quhet agjent oksidues; një substancë që përmban një element që rrit gjendjen e oksidimit quhet agjent reduktues.
Gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje përcaktohet sipas rregullave të mëposhtme:
Gjendja e oksidimit të një elementi në një substancë të thjeshtë është zero;
· shuma algjebrike e të gjitha gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është e barabartë me zero;
shuma algjebrike e të gjitha gjendjeve të oksidimit të atomeve në një jon kompleks, si dhe gjendja e oksidimit të një elementi në një jon të thjeshtë monoatomik, është e barabartë me ngarkesën e jonit;
Një gjendje negative oksidimi tregohet në përbërje nga atomet e elementit që ka elektronegativitetin më të lartë;
Gjendja maksimale e mundshme (pozitive) e oksidimit të një elementi korrespondon me numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi në Tabelën Periodike të D.I. Mendelejevi.
Gjendja e oksidimit të atomeve të elementeve në përbërje shkruhet sipër simbolit të këtij elementi, duke treguar fillimisht shenjën e gjendjes së oksidimit, dhe më pas vlerën e tij numerike, për shembull.
Një numër elementësh në përbërje shfaqin një gjendje konstante oksidimi, e cila përdoret në përcaktimin e gjendjeve të oksidimit të elementeve të tjerë:
Vetitë redoks të atomeve të elementeve të ndryshme manifestohen në varësi të shumë faktorëve, më të rëndësishmit prej të cilëve janë struktura elektronike e elementit, gjendja e tij e oksidimit në substancë dhe natyra e vetive të pjesëmarrësve të tjerë në reaksion. Komponimet që përmbajnë atome të elementeve me një gjendje maksimale (pozitive) të oksidimit, për shembull, mund të reduktohen vetëm, duke vepruar si agjentë oksidues. Komponimet që përmbajnë elementë me një gjendje minimale oksidimi, për shembull, 
mund të oksidohen dhe të veprojnë vetëm si agjentë reduktues.
Substancat që përmbajnë elementë me gjendje të ndërmjetme oksidimi, për shembull, 
zotërojnë dualiteti redoks. Në varësi të partnerit të reaksionit, substanca të tilla janë të afta të pranojnë (kur ndërveprojnë me agjentë reduktues më të fortë) dhe të dhurojnë (kur ndërveprojnë me agjentë oksidues më të fortë) elektrone.
Përbërja e produkteve të reduktimit dhe oksidimit varet gjithashtu nga shumë faktorë, duke përfshirë mjedisin në të cilin zhvillohet reaksioni kimik, përqendrimi i reagentëve dhe aktiviteti i partnerit në procesin redoks.
Për të shkruar ekuacionin e një reaksioni redoks, është e nevojshme të dihet se si ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementeve dhe çfarë kalojnë të tjerët agjenti oksidues dhe agjenti reduktues. Konsideroni karakteristikat e shkurtra të agjentëve oksidues dhe reduktues më të përdorur.
Agjentët oksidues më të rëndësishëm. Ndër substancat e thjeshta, vetitë oksiduese janë tipike për jometalet tipike: fluor F 2, klor Cl 2, brom Br 2, jod I 2, oksigjen O 2.
Halogjenet, duke u rikuperuar, ata fitojnë një gjendje oksidimi prej -1, dhe nga fluori në jod dobësohen vetitë e tyre oksiduese (F 2 ka përdorim të kufizuar për shkak të agresivitetit të tij të lartë):
Oksigjen, duke u rikuperuar, fiton një gjendje oksidimi prej -2:
Agjentët oksidues më të rëndësishëm midis acideve që përmbajnë oksigjen dhe kripërave të tyre janë acidi nitrik HNO 3 dhe kripërat e tij, acidi sulfurik i përqendruar H 2 SO 4, acidet halogjene që përmbajnë oksigjen HNalO x dhe kripërat e tyre, permanganat kaliumi KMnO 4 dhe kromatemi i kaliumit Cr 2 O 7 .
Acid nitrik shfaq veti oksiduese për shkak të azotit në gjendje oksidimi +5. Në këtë rast, formimi i produkteve të ndryshme rikuperimi është i mundur:
Thellësia e reduktimit të azotit varet nga përqendrimi i acidit, si dhe nga aktiviteti i agjentit reduktues, i përcaktuar nga potenciali i tij redoks:
Fig.1. Thellësia e reduktimit të azotit në funksion të përqendrimit të acidit.
Për shembull, oksidimi i zinkut (metali aktiv) me acid nitrik shoqërohet me formimin e produkteve të ndryshme reduktuese, por formohet kryesisht një përqendrim i HNO 3 prej rreth 2% (masa.) NH 4 NO 3:
në një përqendrim të HNO 3 afërsisht 5% (në masë) - N 2 O:
në një përqendrim të HNO 3 rreth 30% (në masë) - JO:
dhe në një përqendrim të HNO 3 prej afërsisht 60% (në masë) formohet kryesisht - NO 2:
Aktiviteti oksidativ i acidit nitrik rritet me rritjen e përqendrimit, prandaj, HNO 3 i përqendruar oksidon jo vetëm metale aktive, por edhe joaktive, si bakri dhe argjendi, duke formuar kryesisht oksid nitrik (IV):
si dhe jometalet, si squfuri dhe fosfori, duke i oksiduar ato në acide që korrespondojnë me gjendjet më të larta të oksidimit:
Kripërat e acidit nitrik ( nitratet) mund të reduktohet në acid, dhe kur ndërvepron me metale aktive dhe në media alkaline, si dhe në shkrirje:
Aqua regia- një përzierje e acideve të koncentruar dhe nitrik, e përzier në një raport 1:3 për vëllim. Emri i kësaj përzierjeje është për faktin se shpërndan edhe metale fisnike si ari dhe platini:
Ecuria e këtij reagimi është për shkak të faktit se aqua regia lëshon klorur nitrosil NOCl dhe klor të lirë Cl 2:
të cilat shndërrojnë metalet në kloride.
Acid sulfurik shfaq veti oksiduese në një tretësirë të koncentruar për shkak të squfurit në gjendje oksidimi +6:
Përbërja e produkteve reduktuese përcaktohet kryesisht nga aktiviteti i agjentit reduktues dhe përqendrimi i acidit:
Fig.2. Reduktimi i aktivitetit të squfurit në varësi të
përqendrimi i acidit.
Pra, bashkëveprimi i H 2 SO 4 i përqendruar me metale me aktivitet të ulët, disa jometale dhe komponimet e tyre çon në formimin e oksidit të squfurit (IV):
Metalet aktive reduktojnë acidin sulfurik të përqendruar në squfur ose sulfur hidrogjeni:
në këtë rast, H2S, S dhe SO2 formohen njëkohësisht në raporte të ndryshme. Sidoqoftë, në këtë rast, produkti kryesor i reduktimit të H 2 SO 4 është SO 2, pasi S dhe H 2 S i çliruar mund të oksidohen me acid sulfurik të përqendruar:
dhe kripërat e tyre (shih Tabelën A.1.1) përdoren shpesh si agjentë oksidues, megjithëse shumë prej tyre shfaqin një karakter të dyfishtë. Si rregull, produktet e reduktimit të këtyre përbërjeve janë kloruret dhe bromidet (gjendja e oksidimit -1), si dhe jodi (gjendja e oksidimit 0);
Sidoqoftë, edhe në këtë rast, përbërja e produkteve të reduktimit varet nga kushtet e reagimit, përqendrimi i agjentit oksidues dhe aktiviteti i agjentit reduktues:
Permanganat kaliumi shfaq veti oksiduese për shkak të manganit në gjendje oksidimi +7. Në varësi të mjedisit në të cilin zhvillohet reaksioni, ai reduktohet në produkte të ndryshme: në një mjedis acid në kripëra mangani (II), në një mjedis neutral në oksid mangani (IV) në formën e hidratuar MnO (O) 2, në një medium alkalik ndaj manganatit -dhe ajo
mjedis acid
mjedis neutral
mjedis alkalik
Dikromat kaliumi, molekula e të cilit përmban krom në gjendje oksidimi +6, është një agjent i fortë oksidues gjatë sinterimit dhe në një tretësirë acidi
shfaq veti oksiduese në një mjedis neutral
Në një mjedis alkalik, ekuilibri midis joneve të kromit dhe dikromatit
është zhvendosur drejt formimit, prandaj, në një mjedis alkalik, agjenti oksidues është kromat kaliumi K 2 CrO 4:
megjithatë, K 2 CrO 4 është një agjent oksidues më i dobët në krahasim me K 2 Cr 2 O 7 .
Ndër jonet, vetitë oksiduese shfaqin joni i hidrogjenit H + dhe jonet metalike në gjendjen më të lartë të oksidimit. jon hidrogjeni H + vepron si një agjent oksidues kur metalet aktive ndërveprojnë me tretësirat e holluara të acidit (me përjashtim të HNO 3)
jonet metalike në një gjendje relativisht të lartë oksidimi, si Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, duke u restauruar, duke u kthyer në jone të një gjendje oksidimi më të ulët
ose janë të izoluara nga tretësirat e kripërave të tyre në formë metalesh
Agjentët më të rëndësishëm reduktues. Agjentët tipikë reduktues midis substancave të thjeshta përfshijnë metale aktive si metalet alkali dhe alkaline tokësore, zinkun, aluminin, hekurin dhe të tjerët, si dhe disa jometale (hidrogjen, karbon, fosfor, silikon).
Metalet në një mjedis acid, ato oksidohen në jone të ngarkuar pozitivisht:
Në një mjedis alkalik, metalet që shfaqin veti amfoterike oksidohen; në këtë rast, formohen anione ose hidroksokomponentë të ngarkuar negativisht:
jometalet oksidohen, formojnë okside ose acide përkatëse:
Funksionet reduktuese kanë anionet pa oksigjen, si Cl-, Br-, I-, S 2-, H- dhe kationet metalike në shkallën më të lartë të oksidimit.
Në një rresht jonet halide, të cilat, kur oksidohen, zakonisht formojnë halogjene:
vetitë reduktuese rriten nga Cl-në I-.
hidridet metalet shfaqin veti reduktuese për shkak të oksidimit të hidrogjenit të lidhur (gjendja e oksidimit -1) me hidrogjenin e lirë:
kationet metalike në shkallën më të ulët të oksidimit, të tilla si Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ dhe të tjerët, kur ndërveprojnë me agjentë oksidues, një rritje në shkallën e oksidimit është karakteristik:
Dualiteti Redox. Ndër substancat e thjeshta, dualiteti redoks është karakteristik për nëngrupet VIIA, VIA dhe VA, të cilat mund të rrisin dhe zvogëlojnë gjendjen e tyre të oksidimit.
Përdoret shpesh si oksidues halogjenet nën veprimin e agjentëve më të fortë oksidues, ato shfaqin veti reduktuese (me përjashtim të fluorit). Aftësitë e tyre oksiduese ulen dhe vetitë e tyre reduktuese rriten nga Cl 2 në I 2:
Fig.3. Aftësia redoks e halogjeneve.
Kjo veçori ilustrohet nga reagimi i oksidimit të jodit me klor në një tretësirë ujore:
Përbërja e përbërjeve që përmbajnë oksigjen që shfaqin sjellje të dyfishtë në reaksionet redoks përfshin gjithashtu elementë në një gjendje të ndërmjetme oksidimi. Acidet halogjene që përmbajnë oksigjen dhe kripërat e tyre, molekulat e të cilave përfshijnë halogjenin në një gjendje të ndërmjetme oksidimi, mund të jenë të dy agjentë oksidues
dhe restaurues
Peroksid hidrogjeni, që përmban oksigjen në gjendjen e oksidimit -1, shfaq veti oksiduese në prani të agjentëve reduktues tipikë, pasi gjendja e oksidimit të oksigjenit mund të bjerë në -2:
Reaksioni i fundit përdoret në restaurimin e pikturave nga mjeshtra të vjetër, bojërat e të cilave, që përmbajnë plumb të bardhë, bëhen të zeza për shkak të ndërveprimit me sulfurin e hidrogjenit të ajrit.
Kur ndërveproni me agjentë të fortë oksidues, gjendja e oksidimit të oksigjenit, e cila është pjesë e peroksidit të hidrogjenit, rritet në 0, H 2 O 2 shfaq vetitë e një agjenti reduktues:
Acidi azotik Dhe nitritet, të cilat përfshijnë azotin në gjendjen e oksidimit +3, dhe gjithashtu mund të veprojnë si agjentë oksidues
dhe si restaurues
Klasifikimi. Ekzistojnë katër lloje të reaksioneve redoks.
1. Nëse agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë substanca të ndryshme, atëherë reaksione të tilla lidhen me ndërmolekulare. Të gjitha reagimet e mësipërme janë shembuj.
2. Gjatë zbërthimit termik të përbërjeve komplekse, të cilat përfshijnë një agjent oksidues dhe një agjent reduktues në formën e atomeve të elementeve të ndryshëm, ndodhin reaksione redoks, të quajtura. intramolekulare:
3. Reagimet disproporcioni (dismutacione ose, sipas terminologjisë së vjetëruar, vetë-oksidimi - vetë-shërimi) mund të ndodhë nëse komponimet që përmbajnë elementë në gjendje të ndërmjetme oksidimi ekspozohen ndaj kushteve ku ato janë të paqëndrueshme (për shembull, në temperatura të larta). Gjendja e oksidimit të këtij elementi rritet dhe bie:
4. Reagimet kundërproporcioni (ndërrimi) janë proceset e bashkëveprimit ndërmjet një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues, të cilat përfshijnë të njëjtin element me gjendje të ndryshme oksidimi. Si rezultat, produkti i oksidimit dhe reduktimit është një substancë me një gjendje të ndërmjetme oksidimi të atomeve të një elementi të caktuar:
Ka edhe reagime të përziera. Për shembull, një reaksion kundërproporcionit intramolekular përfshin dekompozimin e nitratit të amonit
Hartimi i ekuacioneve.
Ekuacionet e reaksioneve redoks bazohen në parimet e barazisë së numrit të atomeve të njëjta para dhe pas reaksionit, si dhe duke marrë parasysh barazinë e numrit të elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues dhe numrin e elektroneve të pranuara nga agjent oksidues, d.m.th. elektroneutraliteti i molekulave. Reaksioni paraqitet si një sistem i dy gjysmëreaksioneve - oksidimi dhe reduktimi, përmbledhja e të cilave, duke marrë parasysh parimet e treguara, çon në përpilimin e ekuacionit të përgjithshëm të procesit.
Për të përpiluar ekuacionet e reaksioneve redoks, më së shpeshti përdoret metoda e gjysmëreaksioneve elektron-jon dhe metoda e bilancit elektronik.
Metoda e gjysmëreaksioneve elektron-jon përdoret në përgatitjen e ekuacioneve të reaksioneve që ndodhin në një tretësirë ujore, si dhe reaksione që përfshijnë substanca, gjendja e oksidimit të të cilave është e vështirë të përcaktohet (për shembull, KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Sipas kësaj metode dallohen këto faza kryesore të përpilimit të ekuacionit të reaksionit.
a) shkruani skemën e përgjithshme molekulare të procesit që tregon agjentin reduktues, agjentin oksidues dhe mjedisin në të cilin zhvillohet reaksioni (acid, neutral ose alkalik). Për shembull
b) duke marrë parasysh shpërbërjen e elektroliteve në një tretësirë ujore, kjo skemë paraqitet në formën e bashkëveprimit molekular-jon. Jonet, gjendjet e oksidimit të të cilëve të atomeve nuk ndryshojnë, nuk tregohen në skemë, me përjashtim të joneve të mesme (H +, OH -):
c) përcaktoni gjendjet e oksidimit të agjentit reduktues dhe agjentit oksidues, si dhe produktet e ndërveprimit të tyre:
f) shtoni jonet që nuk morën pjesë në procesin e oksido-reduktimit, barazoni numrin e tyre majtas dhe djathtas dhe shkruani ekuacionin e reaksionit molekular
Vështirësitë më të mëdha lindin në përpilimin e bilancit material të gjysmëreaksioneve të oksidimit dhe reduktimit, kur ndryshon numri i atomeve të oksigjenit që përbëjnë grimcat e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues. Duhet të kihet parasysh se në tretësirat ujore, lidhja ose shtimi i oksigjenit ndodh me pjesëmarrjen e molekulave të ujit dhe joneve të mediumit.
Në procesin e oksidimit, një molekulë uji konsumohet për një atom oksigjeni të lidhur me grimcën e agjentit reduktues në mjedise acidike dhe neutrale dhe formohen dy jone H +; në një mjedis alkalik, konsumohen dy jone hidroksid OH dhe formohet një molekulë uji (Tabela 1.1).
Për të lidhur një atom oksigjeni të një agjenti oksidues në një mjedis acid, dy jone H + konsumohen gjatë procesit të reduktimit dhe formohet një molekulë uji; në mjedise neutrale dhe alkaline, konsumohet një molekulë H 2 O, formohen dy jone OH - (Tabela 1, 2).
Tabela 1
Lidhja e atomeve të oksigjenit me një agjent reduktues gjatë oksidimit
tabela 2
Lidhja e atomeve të oksigjenit të një agjenti oksidues gjatë reduktimit
Përparësitë e metodës së gjysmëreaksioneve elektron-jonike janë se kur përpilohen ekuacionet e reaksioneve redoks, merren parasysh gjendjet reale të grimcave në tretësirë dhe roli i mediumit në rrjedhën e proceseve, nuk ka nevojë të përdorin konceptin formal të shkallës së oksidimit.
Metoda e bilancit elektronik, bazuar në marrjen parasysh të ndryshimeve në gjendjen e oksidimit dhe parimin e elektroneutralitetit të molekulës, është universal. Zakonisht përdoret për të formuluar ekuacione për reaksionet redoks që ndodhin midis gazeve, trupave të ngurtë dhe në shkrirje.
Sekuenca e veprimeve, sipas metodës, është si më poshtë:
1) shkruani formulat e reaktantëve dhe produkteve të reaksionit në formë molekulare:
2) përcaktoni gjendjet e oksidimit të atomeve që e ndryshojnë atë gjatë reaksionit:
3) duke ndryshuar gjendjet e oksidimit, përcaktohet numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues dhe numri i elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues, dhe hartohet një bilanc elektronik, duke marrë parasysh parimin e barazisë së numrit të dhënë. dhe mori elektrone:
4) Faktorët e bilancit elektronik shkruhen në ekuacionin e reaksionit redoks si koeficientët kryesorë stoikiometrikë:
5) zgjidhni koeficientët stoikiometrikë të pjesëmarrësve të mbetur në reagim:
Gjatë përpilimit të ekuacioneve, duhet të merret parasysh që agjenti oksidues (ose agjenti reduktues) mund të konsumohet jo vetëm në reaksionin kryesor redoks, por edhe kur lidh produktet e reaksionit që rezultojnë, domethënë mund të veprojë si një medium dhe një kripë ish.
Një shembull, kur një agjent oksidues luan rolin e një mediumi, është reaksioni i oksidimit të një metali në acidin nitrik, i përpiluar me metodën e gjysmëreaksioneve elektron-jonike:
Një shembull, kur agjenti reduktues është mjedisi në të cilin zhvillohet reaksioni, është oksidimi i acidit klorhidrik me dikromat kaliumi, i përpiluar me metodën e bilancit elektronik:
Gjatë llogaritjes së raporteve sasiore, të masës dhe vëllimit të pjesëmarrësve në reaksionet redoks, përdoren ligjet bazë stoichiometrike të kimisë dhe, në veçanti, ligji i ekuivalentëve. Për të përcaktuar drejtimin dhe plotësinë e rrjedhës së proceseve redoks, përdoren vlerat e parametrave termodinamikë të këtyre sistemeve, dhe kur ndodhin reaksione në tretësirat ujore, përdoren vlerat e potencialeve përkatëse të elektrodës.
Gjatë orës së mësimit do të studiojmë temën “Reaksionet redoks”. Do të mësoni përkufizimin e këtyre reaksioneve, dallimet e tyre nga reagimet e llojeve të tjera. Mos harroni se çfarë është një gjendje oksidimi, një agjent oksidues dhe një agjent reduktues. Mësoni të vizatoni diagrame të bilancit elektronik për reaksionet redoks, njihuni me klasifikimin e reaksioneve redoks.
Tema: Reaksionet redoks
Mësimi: Reaksionet redoks
Reaksionet që ndodhin me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve që përbëjnë reaktantët quhen redoks . Ndryshimi në gjendjet e oksidimit ndodh për shkak të transferimit të elektroneve nga agjenti reduktues në agjentin oksidues. është ngarkesa formale e atomit, duke supozuar se të gjitha lidhjet në përbërje janë jonike.
Oksidizues - një substancë molekulat ose jonet e së cilës pranojnë elektrone. Nëse një element është një agjent oksidues, gjendja e tij e oksidimit zvogëlohet.
O 0 2 + 4e - → 2O -2 (Agjent oksidues, procesi i reduktimit)
Procesi pritje substanca të elektroneve quhet restaurimi. Agjenti oksidues zvogëlohet gjatë procesit.
Restaurues - një substancë molekulat ose jonet e së cilës dhurojnë elektrone. Agjenti reduktues ka një gjendje të rritur oksidimi.
S 0 -4e - →S +4 (Reduktues, procesi i oksidimit)
Procesi kthehet elektronet quhet. Agjenti reduktues oksidohet gjatë procesit.
Shembulli #1. Marrja e klorit në laborator
Në laborator, klori prodhohet nga permanganat kaliumi dhe acidi klorhidrik i koncentruar. Kristalet e permanganatit të kaliumit vendosen në një balonë Wurtz. Mbylleni balonën me një tapë me një gyp për rënie. Acidi klorhidrik derdhet në gyp. Acidi klorhidrik derdhet nga një gyp me pika. Lëshimi i fuqishëm i klorit fillon menjëherë. Nëpërmjet tubit të ventilimit, klori gradualisht mbush cilindrin, duke zhvendosur ajrin prej tij. Oriz. 1.
Oriz. 1
Duke përdorur këtë reagim si shembull, le të shqyrtojmë se si të hartojmë një bilanc elektronik.
KMnO 4 + HCI \u003d 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
Gjendjet e oksidimit ndryshuan manganin dhe klorin.
Mn +7 +5e - = Mn +2 agjent oksidues, procesi i reduktimit
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 agjent reduktues, procesi i oksidimit
4. Barazoni numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra. Për ta bërë këtë, gjejmë shumëfishin më të vogël të përbashkët për numrat 5 dhe 2. Kjo është 10. Si rezultat i pjesëtimit të shumëfishit më të vogël të përbashkët me numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra, gjejmë koeficientët përballë agjentit oksidues dhe agjent reduktues.
Mn +7 +5e - = Mn +2 2
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 5
2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H2O
Megjithatë, asnjë koeficient nuk u vendos përpara formulës së acidit klorhidrik, pasi jo të gjithë jonet e klorurit morën pjesë në procesin redoks. Metoda e bilancit elektronik ju lejon të barazoni vetëm jonet e përfshira në procesin redoks. Prandaj, është e nevojshme të barazohet numri i joneve që nuk marrin pjesë. Përkatësisht, kationet e kaliumit, anionet e hidrogjenit dhe klorurit. Rezultati është ekuacioni i mëposhtëm:
2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O
Shembulli #2. Ndërveprimi i bakrit me acidin nitrik të koncentruar. Oriz. 2.
Një monedhë "bakri" u vendos në një gotë me 10 ml acid. Emetimi i gazit kafe filloi shpejt (flluska kafe në një lëng ende pa ngjyrë dukeshin veçanërisht mbresëlënëse). E gjithë hapësira mbi lëngun u kthye në kafe, avujt kafe u derdhën nga xhami. Zgjidhja u bë e gjelbër. Reagimi po përshpejtohej vazhdimisht. Pas rreth gjysmë minutë, tretësira u bë blu dhe pas dy minutash reagimi filloi të ngadalësohej. Monedha nuk u shpërbë plotësisht, por humbi shumë në trashësi (mund të përkulej me gishta). Ngjyra e gjelbër e tretësirës në fazën fillestare të reaksionit është për shkak të produkteve të reduktimit të acidit nitrik.
Oriz. 2
1. Le të shkruajmë skemën e këtij reagimi:
Cu + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Le të rregullojmë gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve në substancat që marrin pjesë në reaksion:
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
Gjendjet e oksidimit ndryshuan bakrin dhe azotin.
3. Ne hartojmë një diagram që pasqyron procesin e tranzicionit të elektroneve:
N +5 + e - \u003d N +4 agjent oksidues, procesi i reduktimit
Cu 0 -2e - = Agjent reduktues Cu +2, procesi i oksidimit
4. Barazoni numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra. Për ta bërë këtë, gjejmë shumëfishin më të vogël të përbashkët për numrat 1 dhe 2. Kjo është 2. Si rezultat i pjesëtimit të shumëfishit më të vogël të përbashkët me numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra, gjejmë koeficientët përballë agjentit oksidues dhe agjent reduktues.
N +5 + e - \u003d N +4 2
Cu 0 -2e - \u003d Cu +2 1
5. Transferojmë koeficientët në skemën origjinale dhe transformojmë ekuacionin e reaksionit.
Cu + ?HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Acidi nitrik është i përfshirë jo vetëm në reaksionin redoks, kështu që koeficienti nuk shkruhet në fillim. Si rezultat, përfundimisht merret ekuacioni i mëposhtëm:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Klasifikimi i reaksioneve redoks
1. Reaksionet redoks ndërmolekulare .
Këto janë reaksione në të cilat agjentët oksidues dhe reduktues janë substanca të ndryshme.
H 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Reaksionet intramolekulare në të cilat atomet oksiduese dhe ndaluese janë në molekulat e së njëjtës substancë, për shembull:
2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Disproporcioni (vetë-oksidim-vetë-rikuperim) - reaksione në të cilat i njëjti element vepron edhe si agjent oksidues dhe si agjent reduktues, për shembull:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Përpjestim (Riproporcionim) - reaksione në të cilat një gjendje oksidimi fitohet nga dy gjendje të ndryshme oksidimi të të njëjtit element.
Detyre shtepie
1. Nr. 1-3 (f. 162) Gabrielyan O.S. Kimia. Klasa 11. Një nivel bazë të. Ed. 2, ster. - M.: Bustard, 2007. - 220 f.
2. Pse amoniaku tregon vetëm veti reduktuese, kurse acidi nitrik vetëm oksidues?
3. Vendosni koeficientët në ekuacionin për reaksionin e përftimit të acidit nitrik duke përdorur metodën e bilancit elektronik: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3.
Lloji i mësimit. Përvetësimi i njohurive të reja.
Objektivat e mësimit.arsimore. Të njohë studentët me një klasifikim të ri të reaksioneve kimike në bazë të ndryshimeve në gjendjet e oksidimit të elementeve - me reaksionet redoks (ORD); mësojini nxënësit të renditin koeficientët duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
Duke u zhvilluar. Vazhdoni zhvillimin e të menduarit logjik, aftësinë për të analizuar dhe krahasuar, formimin e interesit për këtë temë.
arsimore. Të formojë një botëkuptim shkencor të studentëve; përmirësojnë aftësitë e punës.
Metodat dhe teknikat metodologjike. Tregim, bisedë, demonstrim i mjeteve pamore, punë e pavarur e nxënësve.
Pajisjet dhe reagentët. Riprodhimi që përshkruan Kolosin e Rodosit, algoritmin për vendosjen e koeficientëve sipas metodës së bilancit elektronik, një tabelë e agjentëve tipikë oksidues dhe reduktues, një fjalëkryq; Fe (gozhdë), tretësira të NaOH, СuSO 4 .
GJATË KLASËVE
Prezantimi
(motivimi dhe vendosja e qëllimeve)
Mësues. Në shekullin III. para Krishtit. në ishullin e Rodosit, u ndërtua një monument në formën e një statuje të madhe të Helios (midis grekëve - perëndia e Diellit). Ideja madhështore dhe përsosmëria e ekzekutimit të Kolosit të Rodosit - një nga mrekullitë e botës - mahniti të gjithë ata që e panë atë.
Nuk e dimë saktësisht se si dukej statuja, por dihet se ajo ishte prej bronzi dhe arrinte një lartësi prej rreth 33 m. Statuja u krijua nga skulptori Haret dhe u deshën 12 vjet për t'u ndërtuar.
Predha prej bronzi ishte ngjitur në kornizën e hekurit. Statuja e zbrazët filloi të ndërtohej nga fundi dhe, ndërsa rritej, u mbush me gurë për ta bërë më të qëndrueshme. Përafërsisht 50 vjet pas përfundimit të ndërtimit, Kolosi u shemb. Gjatë tërmetit, ai u thye në nivelin e gjunjëve.
Shkencëtarët besojnë se arsyeja e vërtetë e brishtësisë së kësaj mrekullie ishte korrozioni i metalit. Dhe në zemër të procesit të korrozionit janë reaksionet redoks.
Sot në mësim do të njiheni me reaksionet redoks; të mësojë për konceptet "agjent reduktues" dhe "agjent oksidues", për proceset e reduktimit dhe oksidimit; mësoni si të renditni koeficientët në ekuacionet e reaksioneve redoks. Shkruani në fletoret e punës numrin, temën e mësimit.
Mësimi i materialit të ri
Mësuesi/ja bën dy eksperimente demonstruese: bashkëveprimin e sulfatit të bakrit (II) me alkalin dhe bashkëveprimin e së njëjtës kripë me hekurin.
Mësues. Shkruani ekuacionet molekulare të reaksioneve të kryera. Në çdo ekuacion, renditni gjendjet e oksidimit të elementeve në formulat e materialeve fillestare dhe produkteve të reaksionit.
Nxënësi shkruan ekuacionet e reaksionit në tabelë dhe rendit gjendjet e oksidimit:
Mësues. A ndryshuan gjendjet e oksidimit të elementeve në këto reaksione?
Studenti. Në ekuacionin e parë, gjendjet e oksidimit të elementeve nuk ndryshuan, por në të dytën ato ndryshuan - në bakër dhe hekur.
Mësues. Reagimi i dytë është redoks. Mundohuni të përcaktoni reaksionet redoks.
Studenti. Reaksionet, si rezultat i të cilave ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementeve që përbëjnë reaktantët dhe produktet e reaksionit, quhen reaksione redoks.
Nxënësit shkruajnë në një fletore nën diktimin e mësuesit përcaktimin e reaksioneve redoks.
Mësues. Çfarë ndodhi si rezultat i reaksionit redoks? Para reaksionit, hekuri kishte një gjendje oksidimi 0, pas reaksionit ai u bë +2. Siç mund ta shihni, gjendja e oksidimit është rritur, prandaj, hekuri jep 2 elektrone.
Bakri ka një gjendje oksidimi +2 para reaksionit, dhe 0 pas reaksionit. Siç mund ta shihni, gjendja e oksidimit është ulur. Prandaj, bakri pranon 2 elektrone.
Hekuri dhuron elektrone, është një agjent reduktues dhe procesi i transferimit të elektroneve quhet oksidim.
Bakri pranon elektrone, është një agjent oksidues dhe procesi i shtimit të elektroneve quhet reduktim.
Ne shkruajmë skemat e këtyre proceseve:
Pra, jepni përkufizimin e koncepteve të "agjent reduktues" dhe "agjent oksidues".
Studenti. Atomet, molekulat ose jonet që dhurojnë elektrone quhen agjentë reduktues.
Atomet, molekulat ose jonet që pranojnë elektrone quhen agjentë oksidues.
Mësues. Cili është përkufizimi i proceseve të reduktimit dhe oksidimit?
Studenti. Rimëkëmbja është procesi i shtimit të elektroneve në një atom, molekulë ose jon.
Oksidimi është procesi me të cilin elektronet transferohen nga një atom, molekulë ose jon.
Nxënësit shkruajnë përkufizimet në një fletore nën diktim dhe plotësojnë vizatimin.
Mbani mend!
Dhuroni elektrone - oksidoni.
Merrni elektrone - rikuperoni.
Mësues. Oksidimi shoqërohet gjithmonë me reduktim dhe anasjelltas, reduktimi shoqërohet gjithmonë me oksidim. Numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues është i barabartë me numrin e elektroneve të bashkangjitura nga agjenti oksidues.
Për të zgjedhur koeficientët në ekuacionet e reaksioneve redoks, përdoren dy metoda - bilanci i elektroneve dhe bilanci elektron-jon (metoda e gjysmë-reaksionit).
Ne do të shqyrtojmë vetëm metodën e bilancit elektronik. Për ta bërë këtë, ne përdorim algoritmin për rregullimin e koeficientëve duke përdorur metodën e bilancit elektronik (të hartuar në një copë letre vizatimi).
SHEMBULL Rregulloni koeficientët në këtë skemë reaksioni duke përdorur metodën e bilancit elektronik, përcaktoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues, tregoni proceset e oksidimit dhe reduktimit:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Ne do të përdorim algoritmin për vendosjen e koeficientëve duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
3. Le të shkruajmë elementët që ndryshojnë shkallën e oksidimit:
4. Hartoni ekuacione elektronike, duke përcaktuar numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra:
5. Numri i elektroneve të dhëna dhe të marra duhet të jetë i njëjtë, sepse nuk ngarkohen as reaktantët dhe as produktet e reaksionit. Ne barazojmë numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra duke zgjedhur shumëfishin më të vogël të përbashkët (LCM) dhe faktorët shtesë:
6. Shumëzuesit që rezultojnë janë koeficientë. Ne i transferojmë koeficientët në skemën e reagimit:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Substancat që janë agjentë oksidues ose reduktues në shumë reaksione quhen tipike.
Është postuar një tabelë e bërë në një fletë Whatman.
Mësues. Reaksionet redoks janë shumë të zakonshme. Ato shoqërohen jo vetëm me proceset e korrozionit, por edhe me fermentimin, kalbjen, fotosintezën dhe proceset metabolike që ndodhin në një organizëm të gjallë. Ato mund të vërehen gjatë djegies së karburantit. Proceset redoks shoqërojnë ciklet e substancave në natyrë.
A e dini se rreth 2 milion ton acid nitrik formohen në atmosferë çdo ditë, ose
700 milion ton në vit, dhe në formën e një tretësire të dobët bien në tokë me shi (njeriu prodhon vetëm 30 milion ton acid nitrik në vit).
Çfarë ndodh në atmosferë?
Ajri përmban 78% nitrogjen në vëllim, 21% oksigjen dhe 1% gazra të tjerë. Nën veprimin e shkarkimeve të rrufesë, dhe mesatarisht 100 rrufe në Tokë çdo sekondë, molekulat e azotit ndërveprojnë me molekulat e oksigjenit për të formuar oksid nitrik (II):
Oksidi nitrik (II) oksidohet lehtësisht nga oksigjeni atmosferik në oksid nitrik (IV):
JO + O 2 JO 2 .
Oksidi nitrik që rezulton (IV) ndërvepron me lagështinë atmosferike në prani të oksigjenit, duke u kthyer në acid nitrik:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Të gjitha këto reaksione janë reaksione redoks.
Ushtrimi . Rregulloni koeficientët në skemat e reaksioneve të mësipërme duke përdorur metodën e bilancit elektronik, tregoni agjentin oksidues, agjentin reduktues, oksidimin dhe proceset e reduktimit.
Zgjidhje
1. Le të përcaktojmë gjendjet e oksidimit të elementeve:
2. Nënvizojmë simbolet e elementeve, gjendjet e oksidimit të të cilëve ndryshojnë:
3. Le të shkruajmë elementët që kanë ndryshuar gjendjen e tyre të oksidimit:
4. Hartoni ekuacione elektronike (përcaktoni numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra):
5. Numri i elektroneve të dhëna dhe të marra është i njëjtë.
6. Le të transferojmë koeficientët nga qarqet elektronike në skemën e reaksionit:
Më pas, studentët ftohen të rregullojnë në mënyrë të pavarur koeficientët duke përdorur metodën e bilancit elektronik, të përcaktojnë agjentin oksidues, agjentin reduktues, të tregojnë proceset e oksidimit dhe zvogëlimit në proceset e tjera që ndodhin në natyrë.
Dy ekuacionet e tjera të reagimit (me koeficientë) janë:
Kontrollimi i korrektësisë së detyrave kryhet duke përdorur një kodoskop.
Pjesa e fundit
Mësuesi/ja u kërkon nxënësve të zgjidhin një fjalëkryq bazuar në materialin e studiuar. Rezultati i punës dorëzohet për verifikim.
Duke marrë me mend fjalëkryq, do të mësoni se substancat KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 janë të forta ... (vertikalisht (2)).
Horizontalisht:
1. Çfarë procesi pasqyron skema:
3. Reagimi
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + P
është redoks, i kthyeshëm, homogjen, ….
4. ... karboni (II) është një agjent tipik reduktues.
5. Çfarë procesi pasqyron skema:
6. Për zgjedhjen e koeficientëve në ekuacionet e reaksioneve redoks përdoret metoda e ... elektronike.
7. Sipas diagramit, alumini dha ... një elektron.
8. Në reagim:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
hidrogjen H 2 - ....
9. Çfarë lloj reaksionesh janë gjithmonë vetëm reaksione redoks?
10. Gjendja e oksidimit të substancave të thjeshta është ....
11. Në reagim:
reduktues...
Detyrë shtëpie. Sipas librit shkollor të O.S. Gabrielyan "Kimi-8" § 43, f. 178–179, p.sh. 1, 7 me shkrim.
Një detyrë (në shtëpi). Projektuesit e anijes dhe nëndetëseve të para u përballën me një problem: si të ruani një përbërje konstante ajri në anije dhe stacione hapësinore? Të hiqni qafe dioksidin e tepërt të karbonit dhe të rimbushni oksigjenin? Zgjidhja është gjetur.
Superoksidi i kaliumit KO 2 formon oksigjen si rezultat i ndërveprimit me dioksidin e karbonit:
Siç mund ta shihni, ky është një reagim redoks. Oksigjeni është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues në këtë reaksion.
Në një ekspeditë hapësinore, çdo gram ngarkesë ka rëndësi. Llogaritni furnizimin e superoksidit të kaliumit që duhet të merret në një fluturim hapësinor nëse fluturimi është projektuar për 10 ditë dhe nëse ekuipazhi përbëhet nga dy persona. Dihet se një person nxjerr 1 kg dioksid karboni në ditë.
(Përgjigje. 64.5 kg KO2. )
Detyrë (niveli i rritur i kompleksitetit). Shkruani ekuacionet për reaksionet redoks që mund të kishin çuar në shkatërrimin e Kolosit të Rodosit. Mbani në mend se kjo statujë gjigante qëndronte në një qytet port në një ishull në Egje në brigjet e Turqisë moderne, ku ajri i lagësht mesdhetar është i ngopur me kripëra. Ai ishte prej bronzi (një aliazh bakri dhe kallaji) dhe i montuar në një kornizë hekuri.
Letërsia
Gabrielyan O.S.. Kimi-8. Moskë: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Manuali i mësuesit. klasën e 8-të. Moskë: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Shtatë mrekullitë e botës. Bota e lashtë, mesjeta, koha jonë. M.: BMM AO, 1997;
Enciklopedi për fëmijë të vegjël. Kimia. M.: Partneriteti enciklopedik Rus, 2001; Enciklopedia për fëmijë "Avanta +". Kimia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reaksionet redoks. M.: Arsimi, 1989.
Si e dini se cili është agjenti oksidues dhe cili është agjenti reduktues në një reaksion kimik? dhe mori përgjigjen më të mirë
Përgjigje nga rr.[aktiv]
nëse pas reaksionit (pas shenjës së barabartë) substanca fiton një ngarkesë pozitive, atëherë ajo është një agjent reduktues.
dhe nëse fiton ngarkesë negative do të thotë agjent oksidues
Për shembull
H2 + O2 = H2O
Para reaksionit, hidrogjeni dhe oksigjeni kanë ngarkesë zero
pas reagimit
hidrogjeni merr një ngarkesë prej +1 dhe oksigjeni -2 do të thotë që hidrogjeni është një agjent reduktues
dhe oksigjeni është një agjent oksidues!
Burimi: =)) nëse diçka nuk është e qartë, shkruani)
Përgjigje nga 2 pergjigje[guru]
Përshëndetje! Këtu është një përzgjedhje e temave me përgjigje për pyetjen tuaj: Si të zbuloni se ku në një reaksion kimik është agjenti oksidues dhe ku është agjenti reduktues?
Përgjigje nga MjekërMax[guru]
Për ta bërë këtë, duhet të dini se cila është shkalla e oksidimit.
Mësoni të përcaktoni gjendjen e oksidimit të çdo atomi në një përbërje kimike.
Më pas, shikoni se cilët atome CO rriten në reaksion dhe cilët zvogëlohen. Të parët janë agjentë reduktues, të dytët janë agjentë oksidues.
Në përgjithësi, kimia nuk ishte e nevojshme të anashkalohej.
Përgjigje nga OOO[i ri]
Një agjent reduktues është një substancë që dhuron elektrone. H-r, Ca (2+) - 2e \u003d Ca (0)
Një agjent oksidues është një substancë që pranon elektrone.
Përgjigje nga Mariska[i ri]
Për ta zbuluar, duhet të shikoni se çfarë janë reagentët dhe çfarë shtohet si medium. Për shembull, nëse ka Mn (+4) dhe ujë në materialet fillestare, atëherë Mn do të ndryshojë gjendjen e oksidimit në (+6), nëse nuk gaboj. Përveç kësaj, ju mund të shihni se në çfarë shkalle oksidimi janë elementët (papritmas diku është minimale ose anasjelltas maksimale).
