TS (verdifulle instruksjoner). Oppgaver til seksjonen redoksreaksjoner Redoksreaksjoner 9 kjemi

Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner (ORR)- reaksjoner ledsaget av tillegg eller tap av elektroner, eller omfordeling av elektrontetthet på atomer (endring i oksidasjonstilstand).

Stadier av OVR

Oksidasjon- donasjon av elektroner fra atomer, molekyler eller ioner. Som et resultat øker oksidasjonstilstanden. Reduksjonsmidler gir fra seg elektroner.

Gjenoppretting- tillegg av elektroner. Som et resultat avtar oksidasjonstilstanden. Oksidasjonsmidler aksepterer elektroner.

OVR- en koblet prosess: hvis det er reduksjon, så er det oksidasjon.

OVR-regler

Ekvivalent utveksling av elektroner og atombalanse.

Surt miljø

I et surt miljø binder de frigjorte oksidionene seg med protoner for å danne vannmolekyler; de manglende oksidionene tilføres av vannmolekyler, deretter frigjøres protoner fra dem.

Der det ikke er nok oksygenatomer, skriver vi like mange vannmolekyler som det ikke er nok oksidioner.

Svovel i kaliumsulfitt har en oksidasjonstilstand på +4, mangan i kaliumpermanganat har en oksidasjonstilstand på +7, svovelsyre er reaksjonsmediet.
Managanes i høyeste oksidasjonstilstand er et oksidasjonsmiddel, derfor er kaliumsulfitt et reduksjonsmiddel.

Merk: +4 er en mellomliggende oksidasjonstilstand for svovel, så det kan fungere som både et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel. Med sterke oksidasjonsmidler (permanganat, dikromat) er sulfitt et reduksjonsmiddel (oksidert til sulfat); med sterke reduksjonsmidler (halogenider, kalkogenider) er sulfitt et oksidasjonsmiddel (redusert til svovel eller sulfid).

Svovel går fra oksidasjonstilstand +4 til +6 - sulfitt oksideres til sulfat. Mangan går fra oksidasjonstilstand +7 til +2 (surt miljø) - permanganationet reduseres til Mn 2+.

2. Komponer halvreaksjoner. Utjevnende mangan: 4 oksidioner frigjøres fra permanganat, som er bundet av hydrogenioner (surt medium) til vannmolekyler. Dermed binder 4 oksidioner seg til 8 protoner i 4 vannmolekyler.

Med andre ord mangler det 4 oksygen på høyre side av ligningen, så vi skriver 4 vannmolekyler, og 8 protoner på venstre side av ligningen.

Sju minus to er pluss fem elektroner. Du kan utjevne med total ladning: på venstre side av ligningen er det åtte protoner minus ett permanganat = 7+, på høyre side er det mangan med en ladning på 2+, vann er elektrisk nøytralt. Sju minus to er pluss fem elektroner. Alt er utjevnet.

Sette likhetstegn mellom svovelet: det manglende oksidionet på venstre side av ligningen tilføres av et vannmolekyl, som deretter frigjør to protoner på høyre side.
Til venstre er ladningen 2-, til høyre er den 0 (-2+2). Minus to elektroner.

Multipliser den øvre halvreaksjonen med 2, den nedre halvreaksjonen med 5.

Vi reduserer protoner og vann.

Sulfationer binder seg til kalium- og manganioner.

Alkalisk miljø

I et alkalisk miljø er de frigjorte oksidionene bundet av vannmolekyler, og danner hydroksidioner (OH - grupper). De manglende oksidionene tilføres av hydroxogrupper, som må tas dobbelt så mye.

Der det ikke er nok oksidioner skriver vi hydroxogrupper 2 ganger mer enn det som mangler, derimot - vann.

Eksempel. Bruk elektronbalansemetoden, lag en reaksjonsligning, bestem oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmidlet:

Bestem graden av oksidasjon:

Vismut (III) med sterke oksidasjonsmidler (for eksempel Cl 2) i et alkalisk miljø viser reduserende egenskaper (oksiderer til vismut V):

Siden det på venstre side av ligningen ikke er nok 3 oksygener for balanse, skriver vi 6 hydroxogrupper, og til høyre - 3 vann.

Den endelige reaksjonsligningen er:

Nøytralt miljø

I et nøytralt miljø er de frigjorte oksidionene bundet av vannmolekyler for å danne hydroksidioner (OH - grupper). De manglende oksidionene tilføres av vannmolekyler. H + ioner frigjøres fra dem.

Bruk elektronbalansemetoden, lag en reaksjonsligning, bestem oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmidlet:

1. Bestem oksidasjonstilstanden: svovel i kaliumpersulfat har en oksidasjonstilstand på +7 (det er et oksidasjonsmiddel, fordi det har den høyeste oksidasjonstilstanden), brom i kaliumbromid har en oksidasjonstilstand på -1 (det er et reduksjonsmiddel, fordi det har den laveste oksidasjonstilstand), vann er reaksjonsmediet.

Svovel går fra oksidasjonstilstand +7 til +6 - persulfat reduseres til sulfat. Brom går fra oksidasjonstilstand -1 til 0 - bromidion oksideres til brom.

2. Komponer halvreaksjoner. Vi utjevner svovel (koeffisient 2 før sulfat). Oksygen ekv.
På venstre side er det en ladning på 2-, på høyre side er det en ladning på 4-, 2 elektroner er festet, så vi skriver +2

Vi utjevner bromet (koeffisient 2 før bromidionet). På venstre side er ladningen 2-, på høyre side er ladningen 0, det er gitt 2 elektroner, så vi skriver -2

3. Sammendragsligning av elektronisk balanse.

4. Endelig reaksjonsligning: Sulfationer kombineres med kaliumioner for å danne kaliumsulfat, en faktor på 2 før KBr og før K2SO4. Vann viste seg å være unødvendig - sett det i firkantede parenteser.

OVR klassifisering

Oksydasjonsmiddel og reduksjonsmiddel- forskjellige stoffer
Selvoksiderende midler, selvreduserende midler (disproporsjonering, dismutasjon). Et grunnstoff i en mellomliggende oksidasjonstilstand.
Oksidasjonsmiddel eller reduksjonsmiddel - medium for prosessen
Intramolekylær oksidasjon-reduksjon. Det samme stoffet inneholder et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.
Fastfasereaksjoner ved høy temperatur.

Kvantitative egenskaper ved ORR

Standard redokspotensial, E 0- elektrodepotensial i forhold til standard hydrogenpotensial. Mer om.

For å gjennomgå ORR, er det nødvendig at potensialforskjellen er større enn null, det vil si at potensialet til oksidasjonsmidlet må være større enn potensialet til reduksjonsmidlet:

For eksempel:

Jo lavere potensial, jo sterkere reduksjonsmiddel; jo høyere potensial, jo sterkere oksidasjonsmiddel.
Oksiderende egenskaper er sterkere i et surt miljø, mens reduserende egenskaper er sterkere i et alkalisk miljø.

Hva er OVR? Eksempler på slike reaksjoner finnes ikke bare i uorganisk, men også i organisk kjemi. I denne artikkelen vil vi definere hovedbegrepene som brukes når vi analyserer slike interaksjoner. I tillegg vil vi gi noen OVR-er, eksempler og løsninger på kjemiske ligninger som vil hjelpe deg å forstå handlingsalgoritmen.

Grunnleggende definisjoner

Men først, la oss huske de grunnleggende definisjonene som vil hjelpe deg å forstå prosessen:

Et oksidasjonsmiddel er et atom eller ion som er i stand til å akseptere elektroner under interaksjon. Mineralsyrer og kaliumpermanganat virker som alvorlige oksidasjonsmidler.
Et reduksjonsmiddel er et ion eller atom som donerer valenselektroner til andre grunnstoffer.
Prosessen med å legge til frie elektroner kalles oksidasjon, og prosessen med å miste elektroner kalles reduksjon.

Algoritme for handlinger

Hvordan analysere OVR-ligningene? Eksemplene som tilbys skolekandidater involverer ordning av koeffisienter ved hjelp av en elektronisk balanse. Her er fremgangsmåten:

Først er det nødvendig å tilordne oksidasjonstilstandene til alle elementer i enkle og komplekse stoffer som deltar i den foreslåtte kjemiske transformasjonen.
Deretter velges de elementene som har endret sin digitale verdi.
Tegnene "+" og "-" indikerer de mottatte og donerte elektronene og antallet deres.
Deretter bestemmes det minste felles multiplum mellom dem og koeffisientene bestemmes.
De resulterende tallene settes inn i reaksjonsligningen.

Første eksempel

Hvordan fullføre en oppgave relatert til OVR? Eksemplene som tilbys i 9. klasses avsluttende eksamener innebærer ikke å legge til formler for stoffer. Barn må som regel bestemme koeffisientene og stoffene som endrer valensverdiene.

La oss vurdere de OVR (reaksjonene), eksempler som tilbys til nyutdannede i 11. klasse. Skolebarn må uavhengig supplere ligningen med stoffer og først etter det, ved hjelp av en elektronisk balanse, ordne koeffisientene:

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = Mn SO 4 + O 2 + …+…

La oss først ordne oksidasjonstilstandene til hver forbindelse. Så, i hydrogenperoksid ved det første elementet tilsvarer det +1 , ved oksygen -1 . Følgende indikatorer finnes i svovelsyre: +1, +6, -2 (totalt får vi null). Oksygen er et enkelt stoff, så det har en oksidasjonstilstand på null.

Den elektroniske balansen for denne interaksjonen er som følger:

Mn +7 tar 5 e = Mn +2 2, er et oksidasjonsmiddel;
2I - gir 2e = I 2 0 5, fungerer som et reduksjonsmiddel.

På sluttfasen av denne oppgaven vil vi ordne koeffisientene i den ferdige ordningen og få:

2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI= 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O.

Konklusjon

Disse prosessene har funnet alvorlig anvendelse i kjemisk analyse. Med deres hjelp kan du oppdage og skille forskjellige ioner og utføre oksidimetri.

En rekke fysiske og kjemiske analysemetoder er basert på ORR. Teorien om syre- og baseinteraksjon forklarer kinetikken til pågående prosesser og gjør det mulig å utføre kvantitative beregninger ved hjelp av ligninger.

For at skoleelever som valgte kjemi skal ta den avsluttende eksamen for å bestå disse testene, er det nødvendig å utarbeide en algoritme for å utjevne OVR basert på en elektronisk balanse. Lærere jobber sammen med elevene om metoden for å arrangere koeffisienter, ved å bruke en rekke eksempler fra uorganisk og organisk kjemi.

Oppgaver knyttet til å bestemme oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer i enkle og komplekse stoffer, samt å utarbeide balansen mellom aksepterte og donerte elektroner, er et obligatorisk element i eksamensprøver på det grunnleggende, generelle utdanningstrinnet. Bare hvis slike oppgaver er fullført, kan vi snakke om å effektivt mestre skolekurset i uorganisk kjemi, og også regne med å få en høy karakter på Unified State Examination og Unified State Examination.

Oppgavebok om generell og uorganisk kjemi

2.2. Redoksreaksjoner

Se oppgaver >>>

Teoretisk del

Redoksreaksjoner inkluderer kjemiske reaksjoner som er ledsaget av en endring i oksidasjonstilstandene til elementene. I ligningene til slike reaksjoner utføres valget av koeffisienter ved å kompilere elektronisk balanse. Metoden for å velge odds ved hjelp av en elektronisk saldo består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene og produktene, og finn deretter elementene som øker og reduserer deres oksidasjonstilstander og skriv dem ut separat:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = Cl - Jeg

Mn II¼ = Mn IV

b) komponer ligninger for halvreaksjoner av reduksjon og oksidasjon, og observer lovene for bevaring av antall atomer og ladning i hver halvreaksjon:

halvreaksjon gjenoppretting Cl V + 6 e - = Cl - Jeg

halvreaksjon oksidasjon Mn II- 2 e - = Mn IV

c) tilleggsfaktorer velges for ligningen av halvreaksjoner slik at loven om bevaring av ladning er tilfredsstilt for reaksjonen som helhet, for hvilken antall aksepterte elektroner i reduksjonshalvreaksjonene gjøres lik antallet av elektroner donert i oksidasjonshalvreaksjonen:

Cl V + 6 e - = Cl - jeg 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) sett inn (ved å bruke de funnet faktorene) støkiometriske koeffisienter i reaksjonsskjemaet (koeffisient 1 er utelatt):

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+CO2

d) utjevne antallet atomer til de elementene som ikke endrer oksidasjonstilstanden under reaksjonen (hvis det er to slike elementer, er det nok å utjevne antall atomer til ett av dem, og se etter det andre). Ligningen for den kjemiske reaksjonen er oppnådd:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+ 3 CO 2

Eksempel 3. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Løsning

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

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Med samtidig oksidasjon (eller reduksjon) av atomer av to elementer av ett stoff, utføres beregningen for en formelenhet av dette stoffet.

Eksempel 4. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Løsning

4Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

Fe II- e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - Jeg - 10 e - = 2S IV

O 2 0 + 4 e - = 2O - II+4 e - 11

I eksempel 3 og 4 er funksjonene til oksidasjons- og reduksjonsmidlet delt mellom ulike stoffer, Fe 2 O 3 og O 2 - oksidasjonsmidler, CO og Fe(S)2 - reduksjonsmidler; Slike reaksjoner er klassifisert som intermolekylært redoksreaksjoner.

Når intramolekylært oksidasjonsreduksjon, når atomene til ett grunnstoff oksideres i samme stoff og atomene til et annet grunnstoff reduseres, utføres beregningen per en formelenhet av stoffet.

Eksempel 5. Velg koeffisientene i oksidasjons-reduksjonsreaksjonsligningen

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3

Løsning

2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3

Cr VI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N 2 0 1

For reaksjoner dismutasjon (misforhold, autooksidasjon- selvhelbredende), der atomer av det samme elementet i reagenset oksideres og reduseres, tilleggsfaktorer legges først til høyre side av ligningen, og deretter blir koeffisienten for reagenset funnet.

Eksempel 6. Velg koeffisientene i dismutasjonsreaksjonsligningen

H2O2 ® H2O+O2

Løsning

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

O - I+ e - = O - II 2

2O - Jeg - 2 e - = O 2 0 1

For kommuteringsreaksjonen ( synproporsjonering), der atomer av det samme elementet av forskjellige reagenser, som et resultat av deres oksidasjon og reduksjon, mottar samme oksidasjonstilstand, legges ytterligere faktorer først til på venstre side av ligningen.

Eksempel 7. Velg koeffisientene i kommuteringsreaksjonsligningen:

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Løsning

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S - II - 2 e - = S 0 2

SIV+4 e - = S 0 1

For å velge koeffisienter i ligningene for redoksreaksjoner som oppstår i en vandig løsning med deltakelse av ioner, brukes metoden elektron-ion balanse. Metoden for å velge koeffisienter ved hjelp av elektron-ionbalanse består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene til denne redoksreaksjonen

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

og etablere den kjemiske funksjonen til hver av dem (her K2Cr2O7 - oksidasjonsmiddel, H 2 SO 4 - surt reaksjonsmedium, H2S - reduksjonsmiddel);

b) skriv ned (på neste linje) formlene for reagensene i ionisk form, og angi bare de ionene (for sterke elektrolytter), molekylene (for svake elektrolytter og gasser) og formelenhetene (for faste stoffer) som vil ta del i reaksjon som et oksidasjonsmiddel ( Cr2O72 - ), miljø ( H+- mer presist, oksoniumkation H3O+ ) og reduksjonsmiddel ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

c) bestemme den reduserte formelen til oksidasjonsmidlet og den oksiderte formen av reduksjonsmidlet, som må være kjent eller spesifisert (for eksempel her passerer dikromationet kromkationer ( III), og hydrogensulfid - til svovel); Disse dataene skrives ned på de neste to linjene, elektron-ion-ligningene for reduksjons- og oksidasjonshalvreaksjonene tegnes opp, og tilleggsfaktorer velges for halvreaksjonsligningene:

halvreaksjon reduksjon av Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr3+ + 7 H2O1

halvreaksjon oksidasjon av H 2 S - 2 e - = S (t) + 2 H + 3

d) komponer, ved å summere halvreaksjonslikningene, den ioniske ligningen til en gitt reaksjon, dvs. tilleggsoppføring (b):

Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )

d) basert på den ioniske ligningen, utgjør molekylligningen for denne reaksjonen, dvs. tilleggsoppføring (a), og formlene for kationer og anioner som mangler i ioneligningen er gruppert i formlene for tilleggsprodukter ( K2SO4):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( t ) + K 2 SO 4

f) kontroller de valgte koeffisientene ved antall atomer til elementene på venstre og høyre side av ligningen (vanligvis er det nok å bare sjekke antall oksygenatomer).

OksidertOg restaurert De oksiderende og reduserende formene er ofte forskjellige i oksygeninnhold (sammenlign Cr2O72 - og Cr3+ ). Derfor, når de kompilerer halvreaksjonsligninger ved bruk av elektron-ion-balansemetoden, inkluderer de parene H + / H 2 O (for et surt medium) og OH - / H 2 O (for alkalisk miljø). Hvis, når du flytter fra en form til en annen, den opprinnelige formen (vanligvis - oksidert) mister oksidionene sine (vist nedenfor i firkantede parenteser), da må sistnevnte, siden de ikke eksisterer i fri form, kombineres med hydrogenkationer i et surt miljø og i et alkalisk miljø - med vannmolekyler, noe som fører til dannelse av vannmolekyler (i et surt miljø) og hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø[ O2 - ] + 2 H+ = H20

alkalisk miljø[ O 2 - ] + H20 = 2 OH -

Mangel på oksidioner i sin opprinnelige form (vanligvis- i redusert) sammenlignet med den endelige formen kompenseres ved tilsetning av vannmolekyler (i et surt miljø) eller hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H+

alkalisk miljø2 OH - = [ O 2 - ] + H20

Eksempel 8. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Løsning

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO4 - + 8H + + 5 e - = Mn2+ + 4 H202

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5

Eksempel 9. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Løsning

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H201

Hvis permanganationet brukes som et oksidasjonsmiddel i et svakt surt miljø, er ligningen for reduksjonshalvreaksjonen:

MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( t) + 2 H20

og hvis i et litt alkalisk miljø, da

MnO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

Ofte kalles et svakt surt og lett alkalisk medium konvensjonelt nøytralt, og bare vannmolekyler blir introdusert i halvreaksjonsligningene til venstre. I dette tilfellet, når du komponerer ligningen, bør du (etter å ha valgt tilleggsfaktorer) skrive ned en tilleggsligning som gjenspeiler dannelsen av vann fra H + og OH-ioner - .

Eksempel 10. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et nøytralt medium:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn OM 2( t) + Na2SO4 ¼

Løsning

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MnO 2( t) + 3 Na2SO4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t ) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -

MnO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - +2H+

8OH - + 6 H+ = 6 H20 + 2 OH -

Således, hvis reaksjonen fra eksempel 10 utføres ved ganske enkelt å kombinere vandige løsninger av kaliumpermanganat og natriumsulfitt, fortsetter den i et betinget nøytralt (og faktisk svakt alkalisk) miljø på grunn av dannelsen av kaliumhydroksid. Hvis kaliumpermanganatløsningen er lett surgjort, vil reaksjonen fortsette i et svakt surt (betinget nøytralt) miljø.

Eksempel 11. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et svakt surt miljø:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn OM 2( t) + H2O + Na2SO4+ ¼

Løsning

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2Mn O 2( T ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -

MnO4 - + 4H + + 3 e - = Mn O 2(t) + 2 H202

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3

Former for eksistens av oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler før og etter reaksjonen, dvs. deres oksiderte og reduserte former kalles redoks par. Fra kjemisk praksis er det kjent (og dette må huskes) at permanganationet i et surt miljø danner en mangankation ( II) (par MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H20 ), i et lett alkalisk miljø- mangan(IV)oksid (par MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2(t) + H20 eller MnO 4 - + H20 = Mn O 2(t) + OH - ). Sammensetningen av oksiderte og reduserte former bestemmes derfor av de kjemiske egenskapene til et gitt grunnstoff i ulike oksidasjonstilstander, dvs. ulik stabilitet av spesifikke former i forskjellige miljøer av vandig løsning. Alle redokspar brukt i denne delen er gitt i oppgave 2.15 og 2.16.

Temaet for leksjonen er "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner."

Mål:

Pedagogisk: så gjøre elevene kjent med en ny klassifisering av kjemiske reaksjoner basert på endringer i grunnstoffenes oksidasjonstilstander - oksidasjons-reduksjonsreaksjoner (ORR).Lag et konsept om oksidativt - gjenopprettendereaksjoner, som kjemiske reaksjoner basert på endringer i oksidasjonstilstanden til grunnstoffer. Gi begrepene "oksidasjonsmiddel" og "reduksjonsmiddel". Karakteriser enheten og kontinuiteten i prosessene med oksidasjon og reduksjon, lære elevene å ordne koeffisienter ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Pedagogisk: sFortsett å utvikle ferdighetene til å komponere ligninger av kjemiske reaksjoner. Bidra til å utvide horisonten til studentene, utvikle ferdigheter i å anvende ervervet kunnskap for å forklare fenomenene i omverdenen.Fortsette utviklingen av logisk tenkning, analyse og sammenligningsferdigheter.Forbedre praktiske ferdigheter i arbeid med laboratorieutstyr og kjemiske reagenser; supplere studentenes kunnskap om arbeidsreglene i kjemilaboratoriet. Utvikle evnen til å observere og trekke konklusjoner.

Pedagogisk: fra å bidra til dannelsen av en kultur for mellommenneskelig kommunikasjon gjennom eksemplet på evnen til å lytte til hverandre, stille spørsmål til hverandre, analysere svarene til kamerater, forutsi resultatet av arbeidet og evaluere ens arbeid.Å danne studentenes vitenskapelige verdensbilde og forbedre arbeidsferdighetene.

Leksjonstype: lære nytt materiale.

Didaktiske mål:skape betingelser for bevissthet og forståelse av en blokk med ny pedagogisk informasjon.

Leksjonsformat: leksjon - diskusjon med elementer av problembasert læring.

Læringsmetoder:forklarende - illustrerende, problematisk, delvis utforskende.

I løpet av timene

Organisering av tid.

Reis inn i fortiden:

Lærer: I det 3. århundre f.Kr. på øya Rhodos ble det bygget et monument i form av en enorm statue av Helios (grekerne har solens gud) Den grandiose utformingen og den perfekte utførelsen av Kolossen på Rhodos - et av verdens underverker - forbløffet alle som så den.(viser kolossen på lysbildet).Vi vet ikke sikkert hvordan statuen så ut, men det er kjent at den var laget av bronse og nådde en høyde på ca 33 m. Statuen ble skapt av billedhuggeren Haret, tok det 12 år å bygge. Bronseskallet var festet til en jernramme. Den hule statuen begynte å bli bygget nedenfra og etter hvert som den vokste, ble den fylt med steiner for å gjøre den mer stabil.Omtrent 50 år etter at byggingen var fullført, kollapset Kolossen. Under jordskjelvet brøt den i høyde med knærne. Forskere tror at årsaken til skjørheten til dette miraklet var metallkorrosjon, og korrosjonsprosessen er basert på redoksreaksjoner.Skriv ned emnet for leksjonen i notatboken din: «Oksidativt- gjenopprettende reaksjoner."

Så i dag i leksjonen vil vi bli kjent med redoksreaksjoner og finne ut hva som er forskjellen mellom metabolske reaksjoner og redoksreaksjoner. La oss lære å identifisere oksidasjonsmiddelet og reduksjonsmidlet i reaksjoner. La oss lære hvordan du diagrammer prosessene for å gi og motta elektroner.

Oppdatering av kunnskap.

Til å begynne med, la oss huske hva oksidasjonstallet er og hvordan oksidasjonstallet bestemmes i enkle og komplekse stoffer.

Oksydasjonstallet er den betingede ladningen til et atom i en forbindelse. Oksydasjonstilstanden faller sammen med valensen, men i motsetning til valens er oksidasjonstilstanden negativ.

Regler for å bestemme oksidasjonstilstander:

1. Frie atomer og enkle stoffer har en oksidasjonstilstand på 0:

Nei, H 2 , N 2 , S, Al, F 2 .

2. Metaller i alle forbindelser har en positiv oksidasjonstilstand (den maksimale verdien er lik gruppenummeret):

a) for metaller i hovedundergruppen av gruppe I +1;

b) for metaller i hovedundergruppen av gruppe II +2;

c) aluminium har +3.

3. I forbindelser har oksygen en oksidasjonstilstand på -2

(unntakO +2 F 2 og peroksider:H 2 O 2 -1 ; K 2 O 2 -1 ).

4. I forbindelser med ikke-metaller har hydrogen en oksidasjonstilstand på +1, og med metaller -1.

5. I forbindelser er summen av oksidasjonstilstandene til alle atomer 0.

H +1 Cl -1 H 2 +1 S -2 H 2 +1 S +6 O 4 -2

1 - 1 = 0 (2 1) - 2 = 0 (1 2) + 6 - (2 4) = 0

Studerer et nytt emne.

I 8. klasse ble du introdusert for reaksjonene kombinasjon, dekomponering, substitusjon og utveksling.Denne klassifiseringen av kjemiske reaksjoner er basert på antall og sammensetning av utgangs- og resulterende stoffer. La oss vurdere kjemiske reaksjoner fra synspunktet oksidasjon (donasjon av elektroner) og reduksjon (forsterkning av elektroner) av atomer av elementer. Over tegnene til kjemiske elementer vil vi indikere deres oksidasjonstilstander.

Endret oksidasjonstilstandene til grunnstoffene seg i disse reaksjonene?

I den første ligningen endret ikke oksidasjonstilstandene til elementene seg, men i den andre endret de seg for kobber og jern.

Den andre reaksjonen er en redoksreaksjon.

Reaksjoner som resulterer i endringer i oksidasjonstilstandene til elementene som utgjør reaktantene og reaksjonsproduktene kalles redoksreaksjoner ( ).

I redoksreaksjoner overføres elektroner fra ett atom, molekyl eller ion til et annet. Prosessen med å gi fra seg elektroner kallesoksidasjon .

H 2 0 - 2ē 2H + 2 Br - - 2ē Br 2 0 S -2 - 2ē S 0

Prosessen med å legge til elektroner kallesgjenoppretting :

Mn +4 + 2ē Mn +2 S 0 + 2ē S -2 Cr +6 +3ē Cr +3

Atomene eller ionene som får elektroner i en gitt reaksjon eroksidasjonsmidler , og som donerer elektroner -restauratører .

Tegne ligninger for redoksreaksjoner.

Det er to metoder for å komponere redoksreaksjoner – elektronbalansemetoden og halvreaksjonsmetoden. Her skal vi se på.
I denne metoden sammenlignes oksidasjonstilstandene til atomene i utgangsstoffene og i reaksjonsproduktene, og vi ledes av regelen: antall elektroner donert av reduksjonsmidlet må være lik antall elektroner tilført ved oksideringen middel.
For å lage en ligning må du kjenne formlene til reaktantene og reaksjonsproduktene. La oss se på denne metoden med et eksempel.

Algoritme for å kompilere OVR-ligninger ved hjelp av den elektroniske balansemetoden:

Tegn et diagram over reaksjonen.

Al + HCl → AlCl 3 + H 2

Bestem oksidasjonstilstandene til grunnstoffene i reaktantene og reaksjonsproduktene.

Al 0 +H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 +H 2 0

Bestem om reaksjonen er redoks eller om den skjer uten å endre oksidasjonstilstandene til elementene.

Denne reaksjonen er OVR

Understrek elementene hvis oksidasjonstilstander endres.

Al 0 + H +1 Cl -1 → Al +3 Cl 3 -1 + H 2 0

Bestem hvilket grunnstoff som er oksidert (oksydasjonstilstanden øker) og hvilket grunnstoff som reduseres (oksidasjonstilstanden avtar) under reaksjonen.

Al 0 → Al +3 oksiderer

H +1 → H 2 0 blir gjenopprettet

På venstre side av diagrammet bruker du piler for å indikere oksidasjonsprosessen (forskyvningen av elektroner fra et grunnstoffatom) og reduksjonsprosessen (forskyvningen av elektroner til et grunnstoffatom)

Al 0 – 3 ē →Al +3 oksidasjonsprosess

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 gjenopprettingsprosess

Definer et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel.

Al 0 – 3 ē →Al +3 reduksjonsmiddel

2 H +1 + 2 ē →H 2 0 oksidasjonsmiddel

Balanser antall elektroner mellom oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Al 0 – 3 → Al +3

2H +1 + 2 ē → H 2 0

Bestem koeffisientene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel, oksidasjons- og reduksjonsprodukter.

Al 0 – 3 → Al +3

x 2

2H +1 + 2 ē → H 2 0

x 3

Plasser koeffisientene foran formlene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

2 Al+ 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

Sjekk reaksjonsligningen.

La oss telle antall atomer på høyre og venstre side; hvis det er like tall, har vi utjevnet ligningen.

Konsolidering.

№1. Bestem graden av oksidasjon av atomer av kjemiske elementer ved å bruke formlene til deres forbindelser:H 2 S, O 2 , N.H. 3 , HNO 3 , Fe, K 2 Cr 2 O 7

№2. Bestem hva som skjer med oksidasjonstilstanden til svovel under følgende overganger:H 2 S → SÅ 2 → SÅ 3

№3. Ordne koeffisientene i CHR ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi prosessene for oksidasjon (reduksjon), oksidasjonsmiddel (reduksjonsmiddel); skriv reaksjonene i fullstendig og ionisk form:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

№4. Er gittordningenligningerreaksjoner:
MEDus + HNO 3 ( fortynnet) = Cu(NO 3 ) 2 + S + NEI + H 2 O

K+H 2 O = KOH + H 2
Ordne koeffisientene i reaksjonene ved hjelp av elektronisk balansemetode.
Angi stoffet - et oksidasjonsmiddel og et stoff - et reduksjonsmiddel.

Lekser: s 1, oppgave 1, 6 side 7.

Leksjonen undersøker essensen av redoksreaksjoner og deres forskjell fra ionebytterreaksjoner. Endringene i oksidasjonstilstandene til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er forklart. Konseptet elektronisk balanse introduseres.

Tema: Redoksreaksjoner

Leksjon: Redoksreaksjoner

Tenk på reaksjonen mellom magnesium og oksygen. La oss skrive ned ligningen for denne reaksjonen og ordne verdiene for oksidasjonstilstandene til atomene til elementene:

Som man kan se, har magnesium- og oksygenatomene i utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene forskjellige oksidasjonstilstander. La oss skrive ned diagrammer over oksidasjons- og reduksjonsprosessene som skjer med magnesium- og oksygenatomer.

Før reaksjonen hadde magnesiumatomer en oksidasjonstilstand på null, etter reaksjonen - +2. Dermed har magnesiumatomet mistet 2 elektroner:

Magnesium donerer elektroner og er i seg selv oksidert, noe som betyr at det er et reduksjonsmiddel.

Før reaksjonen var oksidasjonstilstanden til oksygen null, og etter reaksjonen ble den -2. Dermed tilførte oksygenatomet 2 elektroner til seg selv:

Oksygen aksepterer elektroner og reduseres i seg selv, noe som betyr at det er et oksidasjonsmiddel.

La oss skrive ned det generelle skjemaet for oksidasjon og reduksjon:

Antallet elektroner som er gitt er lik antallet mottatte elektroner. Elektronisk balanse opprettholdes.

I redoksreaksjoner prosesser med oksidasjon og reduksjon forekommer, noe som betyr at oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer endres. Dette er et kjennetegn redoksreaksjoner.

Redoksreaksjoner er reaksjoner der kjemiske elementer endrer sin oksidasjonstilstand

La oss se på spesifikke eksempler på hvordan man kan skille en redoksreaksjon fra andre reaksjoner.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

For å si om en reaksjon er redoks, er det nødvendig å tilordne verdiene av oksidasjonstilstandene til atomer av kjemiske elementer.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Vær oppmerksom på at oksidasjonstilstandene til alle kjemiske elementer til venstre og høyre for likhetstegnet forblir uendret. Dette betyr at denne reaksjonen ikke er redoks.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Som et resultat av denne reaksjonen endret oksidasjonstilstandene til karbon og oksygen. Dessuten økte karbon sin oksidasjonstilstand, og oksygen reduserte. La oss skrive ned oksidasjons- og reduksjonsskjemaene:

C -8e = C - oksidasjonsprosess

О +2е = О - gjenopprettingsprosess

Slik at antall elektroner gitt er lik antall mottatte elektroner, dvs. overholdt elektronisk balanse, er det nødvendig å multiplisere den andre halvreaksjonen med en faktor på 4:

C -8e = C - reduksjonsmiddel, oksiderer

O +2е = O 4 oksidasjonsmiddel, redusert

Under reaksjonen aksepterer oksidasjonsmidlet elektroner, reduserer oksidasjonstilstanden, og det reduseres.

Reduksjonsmidlet gir fra seg elektroner under reaksjonen, øker oksidasjonstilstanden, det oksideres.

1. Mikityuk A.D. Samling av problemer og øvelser i kjemi. 8-11 klassetrinn / A.D. Mikityuk. - M.: Forlag. "Eksamen", 2009. (s.67)

2. Orzhekovsky P.A. Kjemi: 9. klasse: lærebok. for allmennutdanning etablering / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Kjemi: uorganisk. kjemi. Organ. kjemi: lærebok. for 9. klasse. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Samling av oppgaver og øvelser i kjemi for videregående skole. - M.: RIA “New Wave”: Utgiver Umerenkov, 2008. (s.54-55)

5. Leksikon for barn. Bind 17. Kjemi / Kapittel. utg. V.A. Volodin, Ved. vitenskapelig utg. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (s. 70-77)

Ytterligere nettressurser

1. En samlet samling av digitale pedagogiske ressurser (videoopplevelser om emnet) ().

2. En samlet samling av digitale pedagogiske ressurser (interaktive oppgaver om emnet) ().

3. Elektronisk versjon av tidsskriftet "Chemistry and Life" ().

Hjemmelekser

1. Nr 10.40 - 10.42 fra «Samling av oppgaver og øvelser i kjemi for videregående skole» av I.G. Khomchenko, 2. utgave, 2008

2. Deltakelse i reaksjonen av enkle stoffer er et sikkert tegn på en redoksreaksjon. Forklar hvorfor. Skriv likningene for reaksjonene av forbindelse, substitusjon og dekomponering som involverer oksygen O 2 .