HNO3, HNO3 soolad

ainult oksüdeerijad

Vahepealse lämmastiku oksüdatsiooniastmega ühendid võivad toimida oksüdeerijatena, redutseerides madalamateks oksüdatsiooniastmeteks või redutseerijatena, oksüdeerudes kõrgemateks oksüdatsiooniastmeteks

Joonis 1 - muutused lämmastiku oksüdatsiooniastmes

Elektroonilise tasakaalu meetodredoksreaktsioonide võrdsustamine seisneb järgmise reegli täitmises: kõigi redutseerivate ainete osakeste loovutatud elektronide arv on alati võrdne elektronide arvuga, mis on antud reaktsioonis seotud kõigi oksüdeerivate ainete osakeste poolt.

Näide 2. Illustreerime elektroonilise tasakaalu meetodit, kasutades raua hapnikuga oksüdeerimise näidet:
.

Fe 0 - 3 \u003d Fe + 3 - oksüdatsiooniprotsess;

O 2 + 4ē \u003d 2O –2 - taastumisprotsess.

Redutseerivate ainete süsteemis (oksüdatsiooniprotsessi poolreaktsioon) annetab rauaatom 3 elektroni (lisa A).

Oksüdeeriva aine süsteemis (redutseerimisprotsessi poolreaktsioon) võtab iga hapniku aatom 2 elektroni - kokku 4 elektroni.

Kahe numbri 3 ja 4 väikseim ühine kordne on 12. Seega loobub raud 12 elektronist ja hapnik võtab 12 elektroni:

Süsteemide liitmise käigus poolreaktsioonidest vasakule kirjutatud koefitsiendid 4 ja 3 korrutatakse poolreaktsioonide kõigi komponentidega. Kokkuvõtv võrrand näitab mitu molekuli või iooni peaksite võrrandisse saama. Võrrand on õige, kui võrrandi mõlemal küljel on iga elemendi aatomite arv sama.

Poolreaktsioonimeetodseda kasutatakse elektrolüüdilahustes toimuvate reaktsioonide võrdsustamiseks. Sellistel juhtudel hõlmavad reaktsioonid lisaks oksüdeerivale ja redutseerivale ainele ka keskkonna osakesi: veemolekule (H 2 O), H + ja OH - - ioone. Selliste reaktsioonide jaoks on õigem kasutada elektron-ioonsüsteeme (poolreaktsioone). Poolreaktsioonide koostamisel aastal vesilahused vajadusel sisestatakse molekulid H 2 O ja ioonid H + või OH -, võttes arvesse reaktsiooni keskkonda. Nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad (lisa B) ja gaasilised ühendid ioonsüsteemides on kirjutatud molekulaarsel kujul (lisa C).

Vaatleme kaaliumsulfaadi ja kaaliumpermanganaadi vastastikmõju näidetena happelises ja aluselises keskkonnas.

Näide 3. Reaktsioon kaaliumsulfaadi ja kaaliumpermanganaadi vahel happelises keskkonnas:

Määrame elementide oksüdatsiooniastme muutuse ja näitame need võrrandis. Mangaani kõrgeim oksüdeerumisaste (+7) KMnO 4-s näitab, et KMnO 4 on oksüdeeriv aine. K2S03 ühendi väävlil on oksüdatsiooniaste (+4) - see on redutseeritud vorm väävli (+6) suhtes K2S04 ühendis. Seega on K2S03 redutseerija. Reaalsed ioonid, mis sisaldavad oksüdatsiooniastet muutvaid elemente ja nende esialgseid poolreaktsioone, on järgmisel kujul:

Edasiste toimingute eesmärk on panna nendesse poolreaktsioonidesse võrdusmärgid reaktsiooni võimalikku suunda kajastavate noolte asemel. Seda saab teha siis, kui elementide tüübid, nende aatomite arv ja kõigi osakeste kogulaengud langevad kokku iga poolreaktsiooni vasakul ja paremal küljel. Selle saavutamiseks kasutatakse sööde täiendavaid ioone või molekule. Tavaliselt on need Н +, ОН - ioonid ja veemolekulid. Poole reaktsioonina
mangaani aatomite arv on sama, kuid hapniku aatomite arv ei ole võrdne, seetõttu sisestame poolreaktsiooni paremale küljele neli veemolekuli:. Sarnaste toimingute (hapniku võrdsustamine) teostamine süsteemis
, saame
... Vesiniku aatomid ilmnesid mõlemas poolreaktsioonis. Nende arv võrdsustatakse võrrandite teises osas oleva vastava liitumisega samaväärse vesinikioonide arvuga.

Nüüd on kõik poolreaktsioonivõrrandites sisalduvad elemendid võrdsustatud. Jääb osakeste laengute võrdsustamiseks. Esimese poolreaktsiooni paremal küljel on kõigi laengute summa +2, vasakul aga +7. Laengute võrdsus viiakse läbi, lisades võrrandi vasakule küljele viis negatiivset laengut elektronide kujul (+5 ē). Samamoodi on teise poolreaktsiooni võrrandis vaja vasakult lahutada 2 ē. Nüüd võime mõlema poolreaktsiooni võrranditesse panna võrdusmärgid:

–Taasteprotsess;

–Oksüdatsiooniprotsess.

Vaadeldavas näites on redutseerimisprotsessis võetud elektronide ja oksüdeerimisel vabanevate elektronide arvu suhe 5 ׃ 2. Üldise reaktsioonivõrrandi saamiseks on vajalik redutseerimise ja võrrandite võrrandite liitmine. oksüdatsiooniprotsessid, selle suhte arvestamiseks - korrutage redutseerimisvõrrand 2-ga ja oksüdatsioonivõrrand on 5.

Korrutades koefitsiendid poolreaktsioonivõrrandite kõigi tingimustega ja summeerides ainult nende paremad ja vasakpoolsed küljed, saame lõpliku reaktsioonivõrrandi ioon-molekulaarsel kujul:

Selliste terminite vähendamine, lahutades sama arvu H + ioone ja H 2 O molekule, saame:

Kogu ioonvõrrand on kirjutatud õigesti, söötme ja molekulaarse vahel on vastavus. Saadud koefitsiendid kanname molekulaarsesse võrrandisse:

Näide 4. Kaaliumsulfaadi ja kaaliumpermanganaadi koostoimed leeliselises keskkonnas:

Määrake oksüdatsiooniastet muutvate elementide oksüdatsiooniastmed (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Pärisioonid, mis sisaldavad neid elemente (
,
). Oksüdatsiooni ja redutseerimise protsessid (poolreaktsioonid):

2
- taastumisprotsess

1 - oksüdatsiooniprotsess

Kokkuvõtv võrrand:

Ioonvõrrandis on keskkonna vastavus. Teisaldame koefitsiendid molekulaarsesse võrrandisse:

Redoksreaktsioonid jagunevad järgmistesse tüüpidesse:

molekulidevaheline oksüdatsioon-redutseerimine;

eneseoksüdeerumine-enesetervendamine (ebaproportsionaalsus);

intramolekulaarne oksüdeerumine - redutseerimine.

Molekulidevahelised oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid - need on reaktsioonid, kui oksüdeeriv aine on ühes ja redutseerija teises molekulis.

Näide 5. Raudhüdroksiidi oksüdeerimisel niiskes keskkonnas toimub järgmine reaktsioon:

4Fe (OH) 2 + OH - -1 1 \u003d Fe (OH) 3 - oksüdatsiooniprotsess;

1 О 2 + 2Н 2 О + 4ē \u003d 4OH - - redutseerimisprotsess.

Elektrooniliste ioonisüsteemide korrektse salvestamise tagamiseks on vaja kontrollida: poolreaktsioonide vasak ja parem pool peavad sisaldama sama arvu elementide aatomeid ja nende laengut. Seejärel, võrdsustades vastuvõetud ja antud elektronide arvu, võtame kokku poolreaktsioonid:

4Fe (OH) 2 + 4OH - + O2 + 2H20 \u003d 4Fe (OH) 3 + 4OH -

4Fe (OH) 2 + O2 + 2H20 \u003d 4Fe (OH) 3

Enesooksüdatsiooni-enesetervendamise reaktsioonid (ebaproportsionaalsuse reaktsioonid) - need on reaktsioonid, mille käigus osa elemendi üldkogusest oksüdeeritakse ja teine \u200b\u200bosa redutseeritakse, mis on iseloomulikud vahepealse oksüdatsiooniastmega elementidele.

Näide 6. Kui kloor reageerib veega, saadakse vesinikkloriid- ja hüdrokloorhappe (HClO) segu:

Siin toimub kloori nii oksüdeerumine kui ka redutseerimine:

1Cl2 + 2H20 - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - oksüdatsiooniprotsess;

1 Cl 2 + 2ē \u003d 2Cl - - redutseerimisprotsess.

2Cl2 + 2H20 \u003d 2HClO + 2HCl

Näide 7 . Dilämmastikhappe ebaproportsionaalsus:

Sel juhul toimub oksüdeerumine ja redutseerimine hNO 2 osana:

Kokkuvõtv võrrand:

HNO2 + 2HNO2 + H20 + 2H + \u003d EI + 3H + + 2NO + 2H20

3HNO2 \u003d HN03 + 2NO + H20

Molekulaarsed oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid Kas protsess on üks komponent molekul toimib oksüdeerijana ja teine \u200b\u200bredutseerijana. Paljud termilised dissotsiatsiooniprotsessid võivad olla molekulisisese oksüdatsiooni-redutseerimise näited.

Näide 8. NH4N02 termiline dissotsiatsioon:

Siin NH ioon oksüdeerub ja NO redutseeritud vabaks lämmastikuks:

12NH - 6 ē \u003d N2 + 8H +

1 2NO + 8H + + 6 ē \u003d N2 + 4H20

2NH + 2NO + 8H + \u003d N2 + 8H + + N2 + 4H20

2NH4N02 \u003d 2N2 + 4H20

Näide 9 . Ammooniumdikromaadi lagunemine:

12NH - 6 ē \u003d N2 + 8H +

1 Cr 2O + 8H + + 6 ē \u003d Cr203 + 4H20

2NH + Cr20 + 8H + \u003d N2 + 8H + + Cr203 + 4H20

(NH4) 2СС 2О 7 \u003d N2 + Cr203 + 4H20

Redoksreaktsioonid, mis hõlmavad rohkem kui kahte oksüdatsiooniastet muutvat elementi.

Näide 10. Näide on rauasulfiidi ja lämmastikhappe vastastikmõju reaktsioon, kus reaktsiooni käigus muudavad oksüdatsiooniastet kolm elementi (Fe, S, N):

FeS2 + HNO3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...

Võrrandit ei kirjutata lõpuni ja elektron-ioonsüsteemide (poolreaktsioonid) kasutamine võimaldab teil võrrandi lõpule viia. Arvestades reaktsioonis osalevate elementide oksüdatsiooniastmeid, leiame, et FeS2-s oksüdeeritakse kaks elementi (Fe, S) ja oksüdeeriv aine on
(), mille väärtus on taastatud NO:

S –1 → ()

Kirjutame üles FeS 2 oksüdatsiooni poolreaktsiooni:

FeS 2 → Fe 3+ +

Kahe Fe 3+ iooni esinemine Fe 2 (SO 4) 3-s viitab poolreaktsiooni edasisel registreerimisel raua aatomite arvu kahekordistumisele:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Samal ajal võrdsustame väävli- ja hapnikuaatomite arvu:

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
.

32 vesiniku aatomit, lisades võrrandi vasakule küljele 16 H2O molekuli, võrdsustame, lisades võrrandi paremale küljele ekvivalentse arvu vesinikioonide (32 H +):

2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4
+ 32H +

Võrrandi paremal küljel on laeng +30. Et vasak pool oleks sama (+30), lahutage 30 ē:

1 2FeS 2 + 16H 2 O - 30 ē \u003d 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + - oksüdeerumine;

10 EI + 4Н + + 3 ē \u003d NO + 2H20 - reduktsioon.

2FeS2 + 16H20 + 10NO + 40H + \u003d 2Fe3+ + 4
+ 32H + + 10NO + 20H20

2FeS 2 + 10НNО 3 + 30Н + \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО +
+ 32N + + 4H20

H2S04 + 30H +

Vähendame võrrandi mõlemat külge lahutamismeetodil sama arvu ioonide (30 H +) võrra ja saame:

2FeS 2 + 10НNО 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O

Redoksreaktsioonide energia . Mis tahes protsessi, sealhulgas redoksreaktsiooni, spontaanse esinemise tingimus on ebavõrdsus ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G \u003d –n · F · ε,

kus n on redutseerija poolt oksüdeerivale ainele elementaarsel oksüdatsiooni-redutseerimise aktil ülekantud elektronide arv;

F on Faraday number;

ε - redoksreaktsiooni elektromotoorjõud (EDS).

Redoksreaktsiooni elektromotoorjõud määratakse oksüdeerija ja redutseerija potentsiaalse erinevuse järgi:

ε \u003d E ok - E sisse,

Standardtingimustes:

ε ° \u003d E ° ok - E ° c.

Niisiis, kui protsessi spontaanse voolu tingimuseks on ebavõrdsus ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Kui n ja F on positiivsed arvud, on vaja, et ε °\u003e 0, ja see on võimalik, kui E ° ok\u003e E ° c. Siit järeldub, et redoksreaktsiooni spontaanse esinemise tingimus on ebavõrdsus E ° ok\u003e E ° c.

Näide 11. Määrake redoksreaktsiooni võimalus:

Olles määranud oksüdatsiooniastet muutvate elementide oksüdatsiooniastmed, kirjutame üles oksüdeerija ja redutseerija poolreaktsioonid, näidates nende potentsiaali:

Cu - 2ē \u003d Cu2 + E ° B \u003d +0,34 V

2H + + 2ē \u003d H2E ° ok \u003d 0,0 V

Poolreaktsioonide põhjal on näha, et E ° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). See reaktsioon on võimalik ainult vastupidises suunas, mille jaoks on ∆G °< 0.

Näide 12. Arvutage Gibbsi energia ja tasakaalukonstant kaaliumpermanganaadi redutseerimiseks raua (II) sulfaadiga.

Oksüdeerija ja redutseerija poolreaktsioonid:

2 E ° ok \u003d + 1,52V

5 2Fe 2+ - 2 ē \u003d 2Fe 3+ E ° B \u003d +0,77 V

∆G ° \u003d –n · F · ε ° \u003d –n · F (E ° ok - E ° c),

kus n \u003d 10, kuna redutseerija eraldab 10 ē, võtab oksüdeeriv aine elementaarse oksüdatsiooni-redutseerimise aktina 10 ē.

∆G ° \u003d –10 · 69500 \u200b\u200b(1,52–0,77) \u003d –725000 J,

∆G ° \u003d –725 kJ.

Võttes arvesse, et Gibbsi energia standardmuutus on seotud selle tasakaalukonstandiga (Кс) suhtega:

∆G ° \u003d –RTlnK s või n · F · ε \u003d RTlnK s,

kus R \u003d 8,31 J · mol –1 · K –1,

F
96500 Cl · mol –1, Т \u003d 298 K.

Määrake selle reaktsiooni tasakaalukonstant võrrandi sisestamise teel püsiväärtusedteisendades loodusliku logaritmi kümnendkohaks:

K c \u003d 10127.

Saadud andmed näitavad, et kaaliumpermanganaadi redutseerimise vaadeldav reaktsioon on reaktiivne (∆G ° \u003d - 725 kJ), protsess kulgeb vasakult paremale ja on praktiliselt pöördumatu (K c \u003d 10 127).

Enne lahusega redoksreaktsioonide näidete esitamist toogem esile nende teisendustega seotud peamised määratlused.

Neid aatomeid või ioone, mis interaktsiooni käigus muudavad oksüdatsiooniastet vähenemisega (aktsepteerivad elektrone), nimetatakse oksüdeerijateks. Selliste omadustega ainete hulgas võib märkida tugevaid anorgaanilisi happeid: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastikhape.

Oksüdeerija

Ka leelismetallpermanganaadid ja -kromaadid on tugevad oksüdeerijad.

Oksüdeerija võtab selle reaktsiooni käigus, mis on vajalik energia taseme lõpuleviimiseks (täieliku konfiguratsiooni loomiseks).

Redutseerija

Mis tahes redoksreaktsiooni skeem hõlmab redutseerija identifitseerimist. See sisaldab ioone või neutraalseid aatomeid, mis võivad interaktsiooni käigus suurendada oksüdatsiooniseisundi indeksit (anda elektrone teistele aatomitele).

Metalli aatomeid võib nimetada tüüpilisteks redutseerijateks.

Protsessid OVR-is

Mida veel iseloomustab lähteainete oksüdeerumisastme muutus.

Oksüdeerimine hõlmab negatiivsetest osakestest loobumise protsessi. Taastumine hõlmab nende aktsepteerimist teistest aatomitest (ioonidest).

Sõelumisalgoritm

Redoksreaktsioonide näiteid lahusega pakutakse erinevalt teatmematerjalidmõeldud gümnasistide ettevalmistamiseks keemia lõputestideks.

-. - Selleks, et edukalt toime tulla OGE - s ja KASUTA ülesandeid, on oluline teada redoksprotsesside koostamise ja analüüsimise algoritmi.

1. Kõigepealt pannakse skeemis välja pakutud ainete kõigi elementide laenguväärtused.
2. Reaktsiooni vasakust küljest kirjutatakse välja aatomid (ioonid), mis interaktsiooni käigus muutsid näitajaid.
3. Oksüdatsiooniastme tõusmisel kasutatakse märki "-" ja oksüdatsiooniastme langetamisel "+".
4. Väikseim ühine kordne (arv, mille võrra nad jagunevad ilma jäägita) määratakse antud ja vastuvõetud elektronide vahel.
5. LCM jagamisel elektronideks saame stereokeemilised koefitsiendid.
6. Asetame need võrrandi valemite ette.

Esimene näide OGE-st

Üheksandas klassis ei tea kõik kooliõpilased, kuidas redoksreaktsioone lahendada. Seetõttu teevad nad palju vigu, ei saa OGE eest kõrgeid punkte. Toimingute algoritm on toodud ülal, nüüd proovime seda konkreetsete näidetega välja töötada.

Kavandatud reaktsioonis koefitsientide paigutust puudutavate ülesannete eripära, mis antakse hariduse põhietapi lõpetajatele, on see, et antakse võrrandi vasak ja parem pool.

See lihtsustab ülesannet oluliselt, kuna puuduvate algainete valimiseks pole vaja koostooteid iseseisvalt leiutada.

Näiteks soovitatakse reaktsiooni koefitsientide tuvastamiseks kasutada elektroonilist kaalu:

Esmapilgul ei vaja see reaktsioon stereokeemilisi koefitsiente. Kuid teie seisukoha kinnitamiseks vajavad kõik elemendid laadimisnumbreid.

Binaarsetes ühendites, mis sisaldavad vaskoksiidi (2) ja raudoksiidi (2), on oksüdatsiooniastmete summa , arvestades, et hapnikul on -2, vasel ja raual on see näitaja +2. Lihtsad ained ei anna (ei aktsepteeri) elektrone, seetõttu iseloomustab neid oksüdatsiooni nullolek.

Koostame elektroonilise tasakaalu, näidates märgi "+" ja "-" abil interaktsiooni käigus vastuvõetud ja loovutatud elektronide arvu.

Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.

Kuna interaktsiooni käigus vastuvõetud ja loovutatud elektronide arv on sama, pole mõtet leida väikseimat ühist mitmekordset, määrata stereokeemilised koefitsiendid, panna need kavandatavasse interaktsiooniskeemi.

Ülesande täitmiseks maksimaalne punktisumma, tuleb lisaks lahuse redoksreaktsioonide näidete üleskirjutamisele kirjutada ka oksüdeeriva aine (CuO) ja redutseerija (Fe) valem.

Teine näide OGE-st

Siin on veel mõned näited redoksreaktsioonidest lahendusega, millega võivad kokku puutuda üheksanda klassi õpilased, kes on valinud lõpueksamiks keemia.

Oletame, et on soovitatav korraldada koefitsiendid võrrandis:

Na + HCl \u003d NaCl + H2.

Kõnealuse ülesandega toimetulekuks on kõigepealt oluline kindlaks määrata iga lihtne ja keeruline aine oksüdatsiooniastmete näitajad. Naatriumi ja vesiniku puhul on need võrdsed nulliga, kuna need on lihtsad ained.

IN vesinikkloriidhape vesinik on positiivne ja kloor on positiivne negatiivne aste oksüdeerumine. Pärast koefitsientide paigutamist saame koefitsientidega reaktsiooni.

Esimene eksamilt

Kuidas redoksreaktsioone täiendada? Eksamil leitud lahendiga näited (11. klass) tähendavad lünkade lisamist ja koefitsientide paigutamist.

Näiteks peate reaktsiooni täiendama elektroonilise saldoga:

H2S + HMnO4 \u003d S + MnO2 + ...

Määrake redutseerija ja oksüdeerija kavandatud skeemis.

Kuidas õppida redoksreaktsioone koostama? Valim eeldab, et kasutatakse konkreetset algoritmi.

Esiteks on kõigis ainetes, mis on antud vastavalt probleemi seisundile, vaja määrata oksüdatsiooniastmed.

Järgmisena peate analüüsima, milline aine võib selles protsessis muutuda tundmatuks tooteks. Kuna siin leidub oksüdeerijat (mangaan toimib oma rollis), redutseerivat ainet (see on väävel), ei muutu oksüdatsiooniastmed soovitud produktis, seega on see vesi.

Vaideldes redoksreaktsioonide õigesti lahendamise üle, märkime, et järgmine samm on elektroonilise suhtarvu koostamine:

Mn +7 võtab 3 e \u003d Mn +4;

S -2 annab 2e \u003d S 0.

Mangaani katioon on redutseerija ja väävli anioon on tüüpiline oksüdeerija. Kuna vastuvõetud ja antud elektronide vahel on väikseim kordne 6, saame koefitsiendid: 2, 3.

Viimane samm on koefitsientide seadmine algvõrrandisse.

3H2S + 2HMnO4 \u003d 3S + 2MnO2 + 4H20.

Eksami teine \u200b\u200bOVR-i proov

Kuidas redoksreaktsioone õigesti koostada? Lahendusega näited aitavad teil välja töötada tegevuste algoritmi.

Tehakse ettepanek täita reaktsiooni lüngad elektroonilise tasakaalu meetodil:

PH 3 + HMnO 4 \u003d MnO 2 +… +…

Korraldame kõik oksüdatsiooniastme elemendid. Selles protsessis avalduvad oksüdeerivad omadused mangaanil, mis on osa ja redutseerijaks peab olema fosfor, muutes selle oksüdeerumisastme fosforhappes positiivseks.

Vastavalt tehtud eeldusele saame reaktsiooniskeemi, seejärel koostame elektroonilise tasakaalu võrrandi.

P -3 annab 8 e ja muutub P +5;

Mn +7 võtab 3e, minnes mööda Mn +4.

LCM on 24, seega peaks fosfori stereomeetriline koefitsient olema 3 ja mangaan -8.

Paneme koefitsiendid saadud protsessi, saame:

3 PH3 + 8 HMnO4 \u003d 8 Mn02 + 4H20 + 3H3P04.

Kolmas näide eksamilt

Elektroonilise ioonbilansi abil on vaja koostada reaktsioon, näidata redutseerijat ja oksüdeerijat.

KMnO 4 + MnSO 4 +… \u003d MnO2 +… + H2SO4.

Algoritmi järgi korraldame iga elemendi oksüdatsiooniastme. Järgmisena määrame need ained, mis puuduvad protsessi paremas ja vasakus osas. Siin antakse redutseerija ja oksüdeerija, seega puuduvate ühendite oksüdatsiooniastmed ei muutu. Kadunud tooteks on vesi ja lähteaineks kaaliumsulfaat. Saame reaktsiooniskeemi, mille jaoks koostame elektroonilise tasakaalu.

Mn +2 -2 e \u003d Mn + 43 redutseeriv aine;

Mn +7 + 3e \u003d Mn +42 oksüdeeriv aine.

Koefitsiendid kirjutame võrrandisse, summeerides protsessi paremal küljel olevad mangaani aatomid, kuna see viitab ebaproportsionaalsuse protsessile.

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H20 \u003d 5MnO2 + K2S04 + 2H2S04.

Järeldus

Redox-reaktsioonid on elusorganismide toimimiseks eriti olulised. OVR-i näited on lagunemise, kääritamise, närviline tegevus, hingamine, ainevahetus.

Oksüdeerimine ja redutseerimine on metallurgia- ja keemiatööstuses olulised, tänu sellistele protsessidele on võimalik metalle nende ühenditest taastada, kaitsta keemilise korrosiooni eest ja töödelda.

Redoksprotsessi koostamiseks orgaanilises vormis või on vaja kasutada teatud toimingute algoritmi. Kõigepealt korraldatakse kavandatavas skeemis oksüdatsiooniastmed, seejärel määratakse indikaatori suurenenud (vähenenud) elemendid ja registreeritakse elektrooniline tasakaal.

Kui järgite ülaltoodud toimingute järjekorda, saate testides pakutavate ülesannetega hõlpsasti hakkama.

Lisaks elektroonilise tasakaalu meetodile on koefitsientide paigutus võimalik ka poolreaktsioonide koostamise teel.

Mida vastata inimesele, kes on huvitatud sellest, kuidas redoksreaktsioone lahendada? Need on lahendamatud. Kuid nagu kõik teisedki. Keemikud ei lahenda tavaliselt reaktsioone ega nende võrrandeid. Redoksreaktsiooni (ORR) jaoks saate koostada võrrandi ja asetada sinna koefitsiendid. Vaatame, kuidas seda teha.

Oksüdeerija ja redutseerija

Redox on reaktsioon, mille käigus reaktantide oksüdatsiooniastmed muutuvad. Seda seetõttu, et üks osakestest annetab oma elektronid (seda nimetatakse redutseerijaks) ja teine \u200b\u200baktsepteerib neid (oksüdeeriv aine).

Redutseerija, kaotavad elektronid, oksüdeeritakse, see tähendab, et see suurendab oksüdatsiooniastme väärtust. Näiteks kirje: tähendab, et tsink andis 2 elektroni, see tähendab, et see oli oksüdeerunud. Ta on restauraator. Selle oksüdatsiooniaste, nagu antud näitest näha, kasvas. - siin võtab väävel vastu elektrone, see tähendab, et see taastatakse. Ta on oksüdeeriv aine. Selle oksüdatsiooniaste on vähenenud.

Keegi võib imestada, miks elektronide lisamisel oksüdeerumisolek väheneb ja kui nad kaovad, siis vastupidi, suureneb? Kõik on loogiline. Elektron on osake, mille laeng on -1, seetõttu tuleks matemaatilisest vaatepunktist lugeda kannet järgmiselt: 0 - (-1) \u003d +1, kus (-1) on elektron. Siis see tähendab: 0 + (-2) \u003d -2, kus (-2) - need on kaks elektroni, mille väävliaatom võttis.

Vaatame nüüd reaktsiooni, milles mõlemad protsessid toimuvad:

Naatrium reageerib väävliga, moodustades naatriumsulfiidi. Naatriumiaatomid oksüdeeruvad, annetades ühe elektroni, redutseeritakse väävliaatomid, lisades kaks. Kuid see saab olla ainult paberil. Tegelikult peab oksüdeeriv aine enda külge kinnitama täpselt nii palju elektrone, kui redutseerija neile andis. Looduses on tasakaal kõiges, ka redoksprotsessides. Näitame selle reaktsiooni elektroonilist tasakaalu:

Annetatud ja vastuvõetud elektronide koguarvu kordne on 2. Jagades selle naatriumi (2: 1 \u003d 1) ja väävli (2: 2 \u003d 1) annetatud elektronide arvuga, saame koefitsiendid sellest võrrandist. See tähendab, et võrrandi paremal ja vasakul küljel peaksid väävliaatomid olema üks (väärtus, mis saadi ühise mitmekordse jagamisel halli poolt vastuvõetud elektronide arvuga) ja naatriumiaatomid - kaks iga. Vasakpoolsel skeemil on seni ainult üks naatriumiaatom. Kahekordistame selle, pannes naatriumi valemi ette koefitsiendi 2. Naatriumiaatomite paremal küljel on juba 2 (Na2S).

Oleme koostanud kõige lihtsama redoksreaktsiooni võrrandi ja paigutanud sellesse koefitsiendid, kasutades elektroonilise tasakaalu meetodit.

Mõelgem, kuidas redoksreaktsioone raskemini lahendada. Näiteks kui kontsentreeritud väävelhape reageerib sama naatriumiga, moodustuvad vesiniksulfiid, naatriumsulfaat ja vesi. Kirjutame skeemi:

Määratleme kõigi elementide aatomite oksüdatsiooniastmed:

Muutunud kunst. ainult naatrium ja väävel. Kirjutagem üles oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonid:

Leidke väikseim ühine kordne 1 (naatriumi poolt antud elektronide arv) ja 8 (väävliga saadud negatiivsete laengute arv) vahel, jagage see 1-ga, seejärel 8-ga. Tulemused on Na ja S aatomite arv mõlemal paremal ja vasakul.

Kirjutame need võrrandisse:

Me ei määra koefitsiente tasakaalust enne väävelhappe valemit. Loendame teisi metalle, kui neid on, siis happejääke, seejärel H ja lõpuks kontrollime hapnikku.

Selles võrrandis peaksid paremal ja vasakul olevad naatriumiaatomid olema 8. Väävelhappe jääke kasutatakse kaks korda. Nendest 4 muutuvad soola moodustavaks aineks (osa Na2SO4-st) ja üks muutub H2S-ks, see tähendab, et kokku tuleb tarbida 5 väävliaatomit. Me panime väävelhappe valemi ette 5.

Kontrollime H: H aatomid vasakul küljel on 5 × 2 \u003d 10, paremal - ainult 4, mis tähendab, et panime koefitsiendi 4 vee ette (vesiniksulfiidi ette seda panna ei saa, kuna see tasakaalust järeldub, et paremal ja vasakul peaks olema 1 H2S molekuli. Kontrollime hapnikku. Vasakul on 20 O aatomit, paremal on 4 × 4 väävelhapet ja veel 4 veest. Kõik läheneb, mis tähendab, et toimingud tehti õigesti.

See on ühte tüüpi tegevus, mida keegi, kes küsis, kuidas redoksreaktsioone lahendada, võiks silmas pidada. Kui see küsimus tähendas „täitke OVR-võrrand“ või „lisage reaktsiooniproduktid“, siis sellise ülesande täitmiseks ei piisa ainult elektroonilise tasakaalu loomisest. Mõnel juhul peate teadma, millised on oksüdeerumis- / redutseerimissaadused, kuidas neid mõjutab keskkonna happesus ja mitmesugused teguridmida arutatakse teistes artiklites.

Redox-reaktsioonid - video

Tagasi edasi

Tähelepanu! Slaidi eelvaadet kasutatakse ainult informatiivsel eesmärgil ja see ei pruugi esindada kõiki esitlusvalikuid. Kui olete huvitatud see tööpalun laadige alla täisversioon.

Õpik: Rudzitis G.E., Feldman F.G. Keemia: õpik õppeasutuste 9. klassile / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 12. väljaanne - M.: Haridus, JSC "Moskva õpikud", 2009. - 191 lk.

Eesmärk:kujundada õpilastest ettekujutus redoksprotsessidest, nende mehhanismist

Oodatud tulemused

Teema:

Töö ajal õpilased

omandab

• oskus analüüsida ja objektiivselt hinnata elusituatsioonidkeemiaga seotud oskused, igapäevane elu; võime analüüsida ja planeerida keskkonnasõbralikku käitumist tervise säilitamiseks ja keskkond
• oskus luua seoseid tegelikult vaadeldud keemiliste nähtuste ja protsesside vahel, selgitada ainete mitmekesisuse põhjuseid, ainete omaduste sõltuvust nende struktuurist;

üle võtma teaduslik lähenemine redoksreaktsioonide võrrandi koostamiseks

Metasubjekt

Töö ajal õpilased suudab

• määratleda mõisted, luua üldistusi, luua analoogiaid, klassifitseerida, iseseisvalt valida klassifitseerimise alused ja kriteeriumid, luua põhjuslikud seosed, luua loogilisi arutlusi, järeldusi (induktiivseid, deduktiivseid ja analoogia põhjal) ning teha järeldusi;
• luua, rakendada ja teisendada märke ja sümboleid, mudeleid ja skeeme haridus- ja kognitiivsete ülesannete lahendamiseks;
• rakendada ökoloogilist mõtlemist kognitiivses, kommunikatiivses, sotsiaalses praktikas ja kutsenõustamises

Isiklik

Töö ajal õpilased omandab

• ökoloogilise kultuuri alused, mis vastavad ökoloogilise mõtlemise tänapäevasele tasemele, ökoloogiliselt orienteeritud refleksiiv-hinnangulise ja praktilise tegevuse kogemus eluolukordades;

2.1. Keemiline reaktsioon. Keemiliste reaktsioonide tingimused ja tunnused. Keemilised võrrandid.

2.2. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon vastavalt keemiliste elementide oksüdatsiooniastmete muutumisele

2.6. Redoksreaktsioonid. Oksüdeerija ja redutseerija.

KIM GIA poolt testitud oskused ja tegevused

Tea / saa aru

• keemilised sümbolid: kemikaalide valemid, keemiliste reaktsioonide võrrandid
• olulisemad keemilised mõisted :, oksüdatsiooniaine, oksüdeerija ja redutseerija, oksüdeerumine ja redutseerimine, anorgaanilise keemia peamised reaktsioonitüübid

1.2.1. iseloomulikud märgid olulisemad keemilised mõisted

1.2.2. kõige olulisemate keemiliste mõistete vahelise suhte olemasolu

Meik

2.5.3. keemiliste reaktsioonide võrrandid.

Läbiviimise vorm: õppetund, milles kasutatakse IKT-d, õpilaste õppetöö ja kognitiivsete tegevuste paaristatud, individuaalsete vormide kaasamine.

Kestus koolitus: 45 minutit.

Kasutamine pedagoogilised tehnoloogiad: heuristiline õppemeetod, õppimine koostöös

Tundide ajal

I. Probleemistamine, aktualiseerimine, motiveerimine - 10 min.

Frontaalne vestlus

• Mis on aatomid ja ioonid.
• Mis vahe on?
• Mis on elektronid?
• Mis on oksüdatsiooniaste?
• Kuidas arvutatakse oksüdatsiooniastet?

Tahvlil soovitatakse õpilastel korraldada oksüdatsiooniastmed järgmistes ainetes:

Сl 2 O 7, SO 3, H 3 PO 4, P 2 O 5, Na 2 CO 3, CuSO 4, Cl 2, HClO 4, K 2 Cr 2 O 7, Cr 2 (SO 4) 3, Al (NO 3) 3, CaSO 4,

NaMnO4, MnCl2, HNO3, N2, N20, HNO2, H2S, Ca3 (PO4) 2

II. Uue materjali õppimine. Õpetaja selgitus. 15 minutit.

Põhimõisted (slaid 2):

Redoksreaktsioonid Kas reaktsioonid, milles muutuvad kahe elemendi oksüdatsiooniastmed, millest üks on redutseerija ja teine \u200b\u200boksüdeerija?

Redutseerija Kas element, mis reaktsiooni käigus loobub elektronidest ja on ise oksüdeerunud?

Oksüdeerija Kas element, mis võtab reaktsiooni ajal vastu elektrone ja on ise taastatud?

Redoksivõrrandite koostamise reeglid (slaid 3)

1. Paneme kirja reaktsioonivõrrandi (slaid 4).

CuS + HNO3 -\u003e Cu (NO3) 2 + S + NO + H20

2. Korrastame kõigi elementide oksüdatsiooniastmed

Cu +2 S -2 + H +1 N +5 O -2 3 -\u003e Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

3. Valime elemendid, mis on oksüdeerimisolekut muutnud

Cu +2 S -2 + H +1 N +5 O -2 3 -\u003e Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 + H +1 2 O -2

Näeme, et reaktsiooni tulemusena muutsid oksüdatsiooniastmeid kaks elementi -

• väävel (S)täielikult muutunud (alates – 2 enne 0 )
• lämmastik (N)osaliselt muudetud (alates +5 enne +2 muutunud), mõned jäid alles +5

4. Kirjutage välja elemendid, mis on muutnud oksüdatsiooniastmeid, ja näidake elektronide üleminekut (slaid 5.)

CuS -2 + HN +5 O3 -\u003e Cu (N +5 O3) 2 + S 0 + N +2 O + H20

S -2 - 2e S 0

5. Koostame elektroonilise kaalu, leiame koefitsiendid

6. Asendage võrrandis tasakaalust leitud koefitsiendid (koefitsiendid määratakse ainetele, mille elemendid on oksüdatsiooniastet muutnud) (slaid 6).

CuS -2 + HN +5O3 -\u003e Cu (N +5O3) 2 + 3 S 0 + 2 N +2 O + H20

7. Edastage puuduvad koefitsiendid tasandusmeetodi abil

3CuS -2 + 8HN +5 O3 -\u003e 3Cu (N +5O3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O + 4H20

8. Hapniku osas kontrollige võrrandi õigsust (slaid 7).

Enne hapnikureaktsiooni 24 aatomit \u003d pärast hapnikureaktsiooni 24 aatomit

9. Määratud oksüdeerivad ja redutseerivad ained ning protsessid - oksüdeerimine ja redutseerimine

S -2 (CuS-is) on redutseerija, kuna annetab elektrone

N + 5 (HNO 3-s) on oksüdeeriv aine, kuna annetab elektrone

III. Uuritud materjali konsolideerimine (25 min)

Õpilasi julgustatakse ülesannet täitma kahekesi.

Ülesanne 1.10 min. (slaid 8)

Õpilasi julgustatakse koostama reaktsioonivõrrand vastavalt algoritmile.

Mg + H2S04 -\u003e MgSO4 + H2S + H20

Töö kontrollimine

4Mg 0 + 5H 2 +1 S +6 O4 -2 -\u003e 4Mg +2 S +6 O4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2

Üleminek e –	Elektronide arv	NOC	Koefitsiendid
	2		4
			1

Ülesanne 2.15 min. (slaidid 9, 10)

Õpilasi soovitatakse lõpetada test(paarides). Testitavaid elemente kontrollitakse ja analüüsitakse tahvlil.

1. küsimus

Milline võrrand vastab redoksreaktsioonile?

1. CaCO3 \u003d CaO + CO 2
2. BaCl2 + Na2S04 \u003d BaSO4 + 2NaCl
3. Zn + H2S04 \u003d ZnSO4 + H2
4. Na2C03 + CO2 + H20 \u003d 2NaHCO3

Küsimuse number 2

Reaktsioonivõrrandis 2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3 on koefitsient redutseerija valemi ees

3. küsimus

Reaktsioonivõrrandis 5Ca + 12HNO3 \u003d 5Ca (NO3) 2 + N2 + 6H20 on oksüdeeriv aine

1. Ca (NO 3) 2
2. HNO 3
3. H20

4. küsimus

Milline kavandatud skeemidest vastab redutseerijale

1. S 0\u003e S -2
2. S +4 -\u003e S +6
3. S -2\u003e S -2
4. S +6 -\u003e S +4

Küsimuse number 5

Reaktsioonivõrrandis 2SO2 + O2 -\u003e 2 SO 3 väävel

1. oksüdeerub
2. taastub
3. ei oksüdeerunud ega redutseerunud
4. ning oksüdeerunud ja redutseeritud

Küsimuse number 6

Mis element on reaktsiooni võrrandis redutseerija

2KClO 3 -\u003e 2KCl + 3O2

1. kaalium
2. hapnik
3. vesinik

Küsimuse number 7

Skeem Br -1 -\u003e Br +5 vastab elemendile

1. oksüdeerija
2. reduktor
3. nii oksüdeerija kui ka redutseerija

Küsimuse number 8

Vesinikkloriidhape on reaktsioonis redutseeriv aine

1. Pb02 + 4HCl \u003d PbCl2 + Cl2 + 2H20
2. Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
3. PbО + 2HCl \u003d PbCl2 + H2О
4. Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + C02 + H20

Vastused testküsimustele.

küsimuse number	1	2	3	4	5	6	7	8
vastus	3	1	3	2	1	3	2	1

Kodutöö:lõige 5, harjutus. 6,7,8 lk 22 (õpik).