Reacții redox în natură. Reacții redox Tema de prezentare reacții redox

Oxidarea este procesul de cedare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion. Atomul se transformă într-un ion încărcat pozitiv: Zn 0 - 2e Zn 2+ ionul încărcat negativ devine atom neutru: 2Cl - -2e Cl 2 0 S 2- -2e S 0 Valoarea ionului (atom) încărcat pozitiv crește în funcție de la numărul de electroni donați: Fe 2 + -1e Fe 3+ Mn +2 -2e Mn +4

Reducerea este procesul de atașare a electronilor la un atom, moleculă sau ion. Atomul se transformă într-un ion încărcat negativ S 0 + 2e S 2 Br 0 + e Br + e H 0 Cu e Cu 0

Agenții reducători sunt atomii, moleculele sau ionii care donează electroni. Se oxidează în procesul OVR.Agenţi reducători tipici: atomi de metal cu raze atomice mari (grupele I-A, II-A), precum şi Fe, Al, Zn substanţe simple nemetalice: hidrogen, carbon, bor; ioni încărcați negativ: Cl, Br, I, S 2, N 3. Nu sunt un agent reducător ioni de fluor F. ioni metalici în SD inferior: Fe 2 +, Cu +, Mn 2 +, Cr 3+; ioni complexe și molecule care conțin atomi cu s.o . intermediar: SO 3 2, NO 2; CO, MnO 2 etc.

Oxidanții sunt atomi, molecule sau ioni care atașează electronii. Sunt reduse în procesul redox. Agenți oxidanți tipici: atomi de nemetale VII-A, VI-A, Grupuri V-Aîn compoziția substanțelor simple, ioni metalici într-un SD mai mare: Cu 2+, Fe 3 +, Ag + ... ioni complexi și molecule care conțin atomi cu un SD mai mare și mai mare: SO 4 2, NO 3, MnO 4, ClO 3, Cr 2 O 7 2-, SO 3, MnO 2 etc.

Stări de oxidare a sulfului: -2,0, + 4, + 6 H 2 S -2 - agent reducător 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 S 0, S +4 O 2 - agent oxidant și agent reducător S + O 2 = SO 2 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (agent reducător) S + 2Na = Na 2 S SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O (agent oxidant) Н 2 S +6 O 4 - agent oxidant Cu + 2H2SO4 = CuS04 + SO2 + 2H2O

Determinarea stărilor de oxidare ale atomilor elementelor chimice atomi x / e în componența unei entități simple = 0 Suma algebrică a s.o. a tuturor elementelor din compoziția ionului este egală cu sarcina ionului. dintre toate elementele dintr-o substanță complexă este 0. K +1 Mn +7 O x + 4 (-2) = 0

Clasificarea reacțiilor redox Reacții de oxidare intermoleculară 2Al 0 + 3Cl 2 0 2Al +3 Cl 3 -1 Reacții de oxidare intramoleculară 2KCl +5 O KCl O 2 0 Reacții de disproporționare, dismutare (autooxidare-autoreducere KOH): 3C (hor.) KCl + 5 O 3 + 5KCl -1 + 3H 2 O 2N +4 O 2 + H 2 O HN +3 O 2 + HN +5 O 3

Este util să se cunoască Stările de oxidare ale elementelor din anionul de sare sunt aceleași ca și în acid, de exemplu: (NH 4) 2 Cr 2 +6 O 7 și H 2 Cr 2 +6 O 7 Starea de oxidare a oxigenul în peroxizi este -1 Starea de oxidare sulful în unele sulfuri este -1, de exemplu: FeS 2 Fluorul este singurul nemetal care nu are o stare de oxidare pozitivă în compuși În compușii NH 3, CH 4 etc., semnul elementului electropozitiv al hidrogenului se află pe locul doi

Proprietăţi oxidante ale acidului sulfuric concentrat Produse de reducere a sulfului: H 2 SO 4 + och.act. metal (Mg, Li, Na...) H2SH2SO4 + act. metal (Mn, Fe, Zn...) S H 2 SO 4 + inactiv. metal (Cu, Ag, Sb ...) SO 2 H 2 SO 4 + HBr SO 2 H 2 SO 4 + nemetale (C, P, S ...) SO 2 Notă: este adesea posibil să se formeze un amestec al acestor produse în proporții diferite

Peroxid de hidrogen în reacții redox Mediu soluție Oxidare (Н 2 О 2 -reductor) Reducere (Н 2 О 2 -oxidant) acid Н 2 О 2 -2еО 2 + 2Н + (О - 2еО 2 0) Н + 2 Н + 2 Н + 2е2Н 2 О (О е2О - 2) alcalin Н 2 О 2 + 2ОН -О 2 + 2Н 2 О (О - 2еО 2 0) Н 2 О 2 + 2е2ОН - (О - 2ОН) neutru - (О - 2еО 2 О 2еО 2 + 2Н + (О - 2еО 2 0) Н 2 О 2 + 2е2ОН - (О е2О - 2)

Acid azoticîn reacții redox Produși de reducere a azotului: HNO 3 concentrat: N +5 + 1e N +4 (NO 2) (Ni, Cu, Ag, Hg; C, S, P, As, Se); pasivează Fe, Al, Cr HNO 3 diluat: N +5 + 3e N +2 (NO) (Metale în EHRNM Al ... Cu; nemetale S, P, As, Se) HNO 3 diluat: N +5 + 4e N +1 (N 2 O) Ca, Mg, Zn HNO 3 diluat: N +5 + 5e N 0 (N 2) Foarte diluat: N e N -3 (NH 4 NO 3) (metale active în EHRNM la Al )

Valoarea OVR OVR este extrem de comună. Ele sunt asociate cu procese metabolice în organismele vii, respirație, degradare, fermentație, fotosinteză. OVR asigură circulația substanțelor în natură. Ele pot fi observate în timpul arderii combustibilului, coroziunii și topirii metalelor. Cu ajutorul lor se obțin alcalii, acizi și alte substanțe chimice valoroase. OVR sunt baza pentru conversia energiei substanțelor chimice care interacționează în energie eclectică în bateriile de celule galvanice.

1 tobogan

2 tobogan

Conceptul de reacții redox Reacțiile chimice care apar odată cu modificarea stării de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactanții se numesc redox.

3 slide

Oxidarea este procesul de cedare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion. Un atom se transformă într-un ion încărcat pozitiv: Zn0 - 2e → Zn2 + un ion încărcat negativ devine atom neutru: 2Cl- -2e → Cl20 S2- -2e → S0 Valoarea unui ion (atom) încărcat pozitiv crește în funcție de numărul de electroni donați: Fe2 + -1e → Fe3 + Mn +2 -2e → Mn + 4

4 slide

Reducerea este procesul de atașare a electronilor la un atom, moleculă sau ion. Atomul se transformă într-un ion încărcat negativ S0 + 2e → S2− Br0 + e → Br - Valoarea ionului (atomul) încărcat pozitiv scade în funcție de numărul de electroni atașați: Mn + 7 + 5e → Mn + 2 S + 6 + 2e → S + 4 - sau poate merge la un atom neutru: H + + e → H0 Cu2 + + 2e → Cu0

5 slide

Agenții reducători sunt atomii, moleculele sau ionii care donează electroni. Se oxidează în procesul redox.Agenţi reducători tipici: ● atomi de metal cu raze atomice mari (grupele I-A, II-A), precum şi Fe, Al, Zn ● substanţe nemetalice simple: hidrogen, carbon, bor; ● ioni încărcați negativ: Cl–, Br–, I–, S2–, N – 3. Ionii de fluor F− nu sunt un agent reducător. ● ioni metalici din materia organică cea mai scăzută: Fe2 +, Cu +, Mn2 +, Cr3 +; ● ioni complexi si molecule care contin atomi cu s.s. intermediar: SO32−, NO2−; CO, MnO2 etc.

6 slide

Oxidanții sunt atomi, molecule sau ioni care atașează electronii. Ele sunt reduse în procesul redox.Oxidanți tipici: ● atomii de nemetale ale grupărilor VII-A, VI-A, VA în compoziția substanțelor simple ● ioni metalici într-un SD mai mare: Cu2 +, Fe3 +, Ag + ... ● ioni complexe și molecule care conțin atomi cu salinitate mai mare și mare: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72-, SO3, MnO2 etc.

7 slide

Manifestarea proprietăților redox este influențată de un astfel de factor precum stabilitatea unei molecule sau a unui ion. Cu cât particulele sunt mai puternice, cu atât prezintă mai puține proprietăți redox.

8 slide

De exemplu, azotul are o electronegativitate mare și ar putea fi un agent oxidant puternic sub formă de substanță simplă, dar molecula sa are o legătură triplă, molecula este foarte stabilă, azotul este pasiv chimic.

9 slide

Sau HCLO este un agent oxidant mai puternic în soluție decât HCLO4, deoarece HCLO este un acid mai puțin stabil.

10 diapozitive

Dacă un element chimic se află într-o stare intermediară de oxidare, atunci el prezintă proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător.

11 diapozitiv

Stări de oxidare a sulfului: -2,0, + 4, + 6 H2S-2 - agent reducător 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 S0, S + 4O2 - agent oxidant și agent reducător S + O2 = SO2 2SO2 + O2 = 2SO3 (agent reducător) S + 2Na = Na2S SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O (agent de oxidare) Н2S + 6O4 - agent de oxidare Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

12 slide

13 diapozitiv

Clasificarea reacțiilor redox Reacții de oxidare intermoleculară 2Al0 + 3Cl20 → 2Al + 3 Cl3-1 Reacții de oxidare intramoleculară 2KCl + 5O3-2 → 2KCl-1 + 3O20 Reacții de disproporție, dismutare (autooxidare): +3-Cl20 6KOH (hor.) KCl + 5O3 + 5KCl-1 + 3H2O 2N + 4O2 + H2O → HN + 3O2 + HN + 5O3

14 slide

Este util să se cunoască Stările de oxidare ale elementelor din anionul de sare sunt aceleași cu cele ale acidului, de exemplu: (NH4) 2Cr2 + 6O7 și H2Cr2 + 6O7 Starea de oxidare a oxigenului în peroxizi este -1 Starea de oxidare a sulful din unele sulfuri este -1, de exemplu: FeS2 Fluorul este singurul nemetal care nu are o stare de oxidare pozitivă în compuși. În compușii NH3, CH4 etc., semnul elementului electropozitiv al hidrogenului este în secunda loc

15 slide

Proprietăţi oxidante ale acidului sulfuric concentrat Produse de reducere a sulfului: H2SO4 + och.act. metal (Mg, Li, Na...) → H2S H2SO4 + act. metal (Mn, Fe, Zn ...) → S H2SO4 + inactiv. metal (Cu, Ag, Sb ...) → SO2 H2SO4 + HBr → SO2 H2SO4 + nemetale (C, P, S ...) → SO2 Notă: este adesea posibil să se formeze un amestec al acestor produse în diferite proporții

Descrierea prezentării pentru diapozitive individuale:

1 tobogan

Descriere diapozitiv:

Completat de: profesor de chimie Baimukhametova Batila Turginbaevna Reacții redox

2 tobogan

Descriere diapozitiv:

Motto-ul lecției „Cineva pierde, dar cineva găsește...” Lucrând singuri, vei face totul pentru cei dragi și pentru tine, iar dacă nu există succes în muncă, eșecul nu este o problemă, încearcă din nou. D.I. Mendeleev.

3 slide

Descriere diapozitiv:

4 slide

Descriere diapozitiv:

Subiectul lecției: „Reacții redox” Scop: Să se familiarizeze cu reacțiile redox și să afle care este diferența dintre reacțiile de schimb și reacțiile redox. Învățați să determinați agentul oxidant și agentul reducător în reacții. Învață să întocmești diagrame ale proceselor de a da și de a primi electroni. Familiarizați-vă cu cele mai importante reacții redox care apar în natură.

5 slide

Descriere diapozitiv:

Poate că acești electroni sunt Lumi în care sunt cinci continente, Arte, cunoaștere, războaie, tronuri Și amintirea a patruzeci de secole! De asemenea, poate, fiecare atom este Universul, unde sunt o sută de planete; Există tot ce este aici, într-un volum comprimat, Dar și ceea ce nu este aici. V. Bryusosov.

6 slide

Descriere diapozitiv:

Care este starea de oxidare? Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-un element chimic dintr-un compus, calculată pe baza presupunerii că toți compușii sunt alcătuiți numai din ioni. Starea de oxidare poate fi pozitivă, negativă sau zero, în funcție de natura compușilor corespunzători. Unele elemente au: stari de oxidare constante, altele - variabile. Elementele cu stare de oxidare pozitivă constantă sunt - metale alcaline: Li + 1, Na + 1, K + 1, Rb + 1, Cs + 1, Fr + 1, următoarele elemente din grupa II a sistemului periodic: Be + 2 , Mg + 2, Ca + 2, Sr + 2, Ba + 2, Ra + 2, Zn + 2, precum și un element al grupului III A - A1 + 3 și alții. Metalele din compuși au întotdeauna o stare de oxidare pozitivă. Dintre nemetale, o stare de oxidare negativă constantă (-1) are F. În substanțele simple formate din atomi metalici sau nemetalici, stările de oxidare ale elementelor sunt zero, de exemplu: Na °, Al °, Fe °, H2, O2, F2, Cl2, Br2. Pentru hidrogen, stările de oxidare sunt caracteristice: +1 (H20), -1 (NaH). Oxigenul se caracterizează prin stări de oxidare: -2 (Н20), -1 (Н2О2), +2 (OF2).

7 slide

Descriere diapozitiv:

Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți Agenți reducători: Agenți oxidanți: Metale simple Hidrogen Carbon Monoxid de carbon (II) (CO) Acid sulfurat (H2S) Oxid de sulf (IV) (SO2) Acid sulfuros H2SO3 și sărurile sale Acid halic și sărurile lor Metal cationi in grade intermediare oxidare: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2 (SO4) 3 Acid azot HNO2 Amoniac NH3 Oxid de azot (II) (NO) Halogeni Permanganat de potasiu (KMnO4) Manganat de potasiu (K2MnO4) Mangan (MIC2O2) Oxid de mangan (MIC2O2) Acid (Azot) (HNO3) Acid sulfuric (conc. H2SO4) Oxid de cupru (II) (CuO) Oxid de plumb (IV) (PbO2) Peroxid de hidrogen (H2O2) Clorura de fier (III) (FeCl3) Compuși nitro organici

8 slide

Descriere diapozitiv:

Starea de oxidare a manganului în compusul permanganat de potasiu KMnO4. 1.Gradul de oxidare a potasiului +1, oxigen -2. 2.Numărați numărul de sarcini negative: 4 (-2) = - 8 3.Numărul de sarcini pozitive pentru mangan - 1. 4.Compuneți următoarea ecuație: (+1) + x + (-2) * 4 = 0 1+ x - 8 = 0 X = 8 - 1 = 7 X = +7 +7 este starea de oxidare a manganului în permanganatul de potasiu.

9 slide

Descriere diapozitiv:

Reguli pentru determinarea stărilor de oxidare 1. Gradul de oxidare al unui element dintr-o substanță simplă este 0. De exemplu: Ca, H2, Cl2, Na. 2. Gradul de oxidare a fluorului în toți compușii cu excepția F2 este - 1. Exemplu: S + 6F6-1 3. Gradul de oxidare a oxigenului în toți compușii, cu excepția O2, O3, F2-1O + 2 și a compușilor peroxid Na2 + 10-12; Н2 + 1О-12 este egal cu –2 Exemple: Na2O-2, BaO-2, CO2-2. 4.Gradul de oxidare a hidrogenului este +1 dacă compușii conțin cel puțin un nemetal, -1 în compuși cu metale (hidruri) 5. Gradul de oxidare a O în H2 Exemple: C-4H4 + 1 Ba + 2H2-1 H2 Gradul de oxidare al metalelor întotdeauna pozitiv (cu excepția substanțelor simple). Starea de oxidare a metalelor subgrupelor principale este întotdeauna egală cu numărul grupului. Starea de oxidare a subgrupurilor laterale poate lua sensuri diferite... Exemple: Na + Cl-, Al2 + 3O3-2, Cr2 + 3 O3-2, Cr + 2O-2. 6. Starea maximă de oxidare pozitivă este egală cu numărul grupului (excluzând Cu + 2, Au + 3). Starea minimă de oxidare este numărul grupului minus opt. Exemple: H + 1N + 5O-23, N-3H + 13. 7. Suma stărilor de oxidare ale atomilor dintr-o moleculă (ion) este egală cu 0 (sarcina ionului).

10 diapozitive

Descriere diapozitiv:

Lucrări de laborator Reguli de siguranță. Experiență 1. Efectuați o reacție chimică între soluții de sulfat de cupru (II) și hidroxid de sodiu. Experiența 2. 1. Puneți un cui de fier în soluția de sulfat de cupru (II). 2. Realizați ecuațiile reacțiilor chimice. 3. Determinați tipul fiecărei reacții chimice. 4. Determinați starea de oxidare a unui atom al fiecărui element chimic înainte și după reacție. 5. Gândiți-vă la diferența dintre aceste reacții?

11 diapozitiv

Descriere diapozitiv:

Raspunsuri: Cu + 2S + 6O4-2 + 2Na + 1O-2H + 1Cu +2 (O -2H + 1) 2 + Na2 + 1S + 6O4-2 - reactie de schimb Cu + 2S + 6O4-2 + Fe0 Fe + 2 S + 6O4 -2 + Сu0 - reacția de substituție Reacția nr. 2 diferă de reacția nr. 1 prin aceea că în acest caz starea de oxidare a atomilor elementelor chimice se modifică înainte și după reacție. Observați această diferență importantă între cele două reacții. A doua reacție este OVR. Să subliniem în ecuația reacției simbolurile elementelor chimice care au modificat starea de oxidare. Să le notăm și să indicăm ce au făcut atomii cu electronii lor (L-au dat sau i-au primit?), adică. tranziții ale electronilor. Cu + 2 + 2 е-  Сu0 - agent oxidant, redus Fe0 - 2 е-  Fe + 2 - agent reducător, oxidat

12 slide

Descriere diapozitiv:

Clasificarea reacțiilor redox 1. Reacții redox intermoleculare Agentul oxidant și agentul reducător sunt în diferite substanțe; schimbul de electroni în aceste reacții are loc între diferiți atomi sau molecule: 2Ca0 + O20 → 2Ca + 2O-2Ca este un agent reducător; O2 - agent oxidant Cu + 2O + C + 2O → Cu0 + C + 4O2 CO - agent reducător; CuO - agent oxidant Zn0 + 2HCl → Zn + 2Cl2 + H20 Zn - agent reducător; HСl - agent de oxidare Mn + 4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 → I20 + K2SO4 + Mn + 2SO4 + 2H2O KI - agent reducător; MnO2 este un agent oxidant.

13 diapozitiv

Descriere diapozitiv:

2. Reacții redox intramoleculare În reacțiile intramoleculare, în aceeași moleculă se află un agent oxidant și un agent reducător. Reacțiile intramoleculare apar, de regulă, în timpul descompunerii termice a substanțelor care conțin un agent oxidant și un agent reducător. 4Na2Cr2O7 → 4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 Cr + 6- agent de oxidare; О-2 - agent reducător

14 slide

Descriere diapozitiv:

3. Reacții de disproporționare Reacții redox, în care un element crește și scade simultan starea de oxidare. 3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O Sulful în starea de oxidare 0 este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. 4. Reacții de proporționare Reacții redox, în care atomii unui element în diferite stări de oxidare ca urmare a reacției dobândesc o stare de oxidare. 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Br + 5 - agent de oxidare; Br-1 - agent reducător

15 slide

Descriere diapozitiv:

Algoritm de întocmire a ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda echilibrului electronic 1. Notați schema de reacție KMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O 2. Notați starea de oxidare a atomilor elementelor în care acesta modifică KMn + 7O4 + KI- + H2SO4 → Mn + 2SO4 + I20 + K2SO4 + H2O 3. Se izolează elementele care modifică starea de oxidare și se determină numărul de electroni preluați de agentul oxidant și cedați de agentul reducător . Mn + 7 + 5ē → Mn + 2 2I-1 - 2ē → I20 4. Egalizează numărul de electroni primiți și dați, stabilindu-se astfel coeficienții compușilor în care există elemente care modifică starea de oxidare. Mn + 7 + 5ē → Mn + 22 2I-1 - 2ē → I205 2Mn + 7 + 10I-1 → 2Mn + 2 + 5I20 5. Selectați coeficienții pentru toți ceilalți participanți la reacție. 2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

16 diapozitiv

Descriere diapozitiv:

Balanta electronica este o metoda de gasire a coeficientilor in ecuatiile reactiilor redox, in care se are in vedere schimbul de electroni intre atomii elementelor care isi schimba starea de oxidare. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni donați de agentul de oxidare.

17 diapozitiv

Descriere diapozitiv:

Reacțiile redox sunt acele reacții în care procesele de oxidare și reducere au loc simultan și, de regulă, se modifică stările de oxidare ale elementelor. Să luăm în considerare procesul folosind exemplul de interacțiune a zincului cu acid sulfuric diluat:

18 slide

Descriere diapozitiv:

Să ne amintim: 1. Reacțiile de oxidare - reducere sunt astfel de reacții în care are loc o tranziție a electronilor de la un atom, moleculă sau ion la altul. 2. Oxidarea este procesul de donare de electroni, iar starea de oxidare crește. 3. Reducerea este procesul de atașare a electronilor, iar starea de oxidare scade. 4.Atomii, moleculele sau ionii care donează electroni sunt oxidați; sunt agenți reducători. 5.Atomii, ionii sau moleculele care acceptă electroni sunt reduse; sunt agenți oxidanți. 6. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere, reducerea este asociată cu oxidarea. 7. Reacții de oxidare - reducere - unitatea a două procese opuse: oxidarea și reducerea.

REACȚII DE OXIDARE-REDUCERE

1. OVR.Clasificarea OVR.
2. Metoda balanței electronice.
3. Metoda semireacțiilor.

Ținte și obiective:

Consolidarea abilităților elevilor de a aplica în practică conceptul de „stare de oxidare”.
Pentru a generaliza și completa cunoștințele studenților despre conceptele de bază ale teoriei OVR.
Îmbunătățiți capacitatea elevilor de a aplica aceste concepte pentru a explica fapte.

Ținte și obiective:

Pentru a familiariza elevii cu esența metodei semireacției.
Pentru a forma capacitatea de a exprima esența reacțiilor redox care apar în soluții folosind metoda ion-electronica.

Agent oxidant și reducător

Agent oxidant se numește reactiv care acceptă electroni în timpul unei reacții redox.
Restaurator se numește reactiv care donează electroni în timpul unei reacții redox.

PROCES DE OXIDARE SI REDUCERE

Prin oxidare se numește procesul de cedare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion, care este însoțit de o creștere a stării de oxidare.
Restaurare se numește procesul de atașare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion, care este însoțit de o scădere a stării de oxidare.

Reguli pentru determinarea funcției unui compus în reacțiile redox.

1. Dacă elementul prezintă în legătură cea mai înaltă stare de oxidare, atunci această legătură poate fi un agent oxidant.
2. Dacă articolul expune în legătură cea mai scăzută stare de oxidare, atunci această legătură poate fi agent de reducere.
3. Dacă articolul expune în legătură stare intermediară de oxidare, atunci această legătură poate fi ca restaurator, deci si un agent oxidant.
Exercițiu:
Preziceți funcțiile substanțelor în reacțiile redox:

Cei mai importanți oxidanți și agenți reducători Concepte de bază ale teoriei ORR

Întrebări:
1. Ce se numește procesul de recuperare?
2. Cum se schimbă starea de oxidare a unui element în timpul reducerii?
3. Ce se numește procesul de oxidare?
4. Cum se schimbă starea de oxidare a unui element în timpul oxidării?
5. Definiți termenul „reductor”.
6. Definiți conceptul de „agent oxidant”.
7. Cum se prezice funcția unei substanțe din starea de oxidare a unui element?
8. Care sunt cei mai importanți agenți reducători și oxidanți.
9. Ce reacții se numesc reacții redox?

Reacții chimice Reacții chimice

Prin modificarea stării de oxidare a atomilor elementelor

Redox

Fără a modifica starea de oxidare a atomilor elementelor
Acestea includ toate reacțiile de schimb ionic, precum și multe reacții compuse

REACȚII DE OXIDARE-REDUCERE

Redox
se numesc reactii care sunt insotite de o modificare a starii de oxidare a elementelor chimice care alcatuiesc reactivii.

Clasificarea OVR

reactii intermoleculare de oxidare-reducere

reacții intramoleculare de oxidare-reducere,

reacții de disproporționare, dismutare sau de autooxidare-autovindecare

Reacții intermoleculare:

Particulele-donatori de electroni (agenți reducători) - și particulele-acceptatoare de electroni (oxidanți) - sunt în diferite substanţe.
Majoritatea OVR-urilor aparțin acestui tip.

Reacții intramoleculare

Sunt localizați un donor de electroni - un agent reducător și un acceptor de electroni - un agent de oxidare în aceeași substanță.

Reacții de dismutare, sau disproporționare, sau auto-oxidare-auto-vindecare

Atomii aceluiași element dintr-o substanță îndeplinesc simultan funcțiile atât de donatori de electroni (agenți reducători) cât și de acceptori de electroni (agenți oxidanți).
Aceste reacții sunt posibile pentru substanțele care conțin atomi de elemente chimice într-o stare intermediară de oxidare.

Compilarea reacțiilor redox

Pentru a compune reacții redox, utilizați:
1) metoda echilibrului electronic
2) Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda semireacției sau prin metoda ion-electronică

Compilarea reacțiilor redox metoda echilibrului electronic

Bazat pe metoda privind compararea stărilor de oxidare ale atomilor din materiile prime și produșii de reacție și asupra echilibrării numărului de electroni deplasați de la agentul reducător la agentul de oxidare.
Se aplică metoda pentru întocmirea ecuaţiilor reacţiilor care apar în orice faze. Aceasta este versatilitatea și comoditatea metodei.
Lipsa metodei- la exprimarea esenţei reacţiilor care au loc în soluţii, nu se reflectă existenţa particulelor reale.

Prescripție algoritmică pentru întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda balanței electronice

1. Realizați o diagramă a reacției.
2. Determinați starea de oxidare a elementelor din reactivi și produși de reacție.
3. Stabiliți dacă reacția este o reacție redox sau se desfășoară fără a modifica stările de oxidare ale elementelor. În primul caz, efectuați toate operațiunile ulterioare.
4. Subliniați elementele ale căror stări de oxidare se modifică.

5. Determinați ce element este oxidat (starea de oxidare crește) și care element este redus (starea de oxidare scade) în timpul reacției.
6. În partea stângă a diagramei, folosiți săgețile pentru a indica procesul de oxidare (deplasarea electronilor din atomul elementului) și procesul de reducere (deplasarea electronilor către atomul elementului)
7. Determinați agentul reducător (atomul elementului din care sunt deplasați electronii) și agentul oxidant (atomul elementului către care sunt deplasați electronii).

Prescripție algoritmică pentru întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda balanței electronice

8. Echilibrează numărul de electroni dintre agentul oxidant și agentul reducător.
9. Determinați coeficienții agentului oxidant și reductorului, produșilor de oxidare și reducere.
10. Notați coeficientul în fața formulei substanței care determină mediul de soluție.
11. Verificați ecuația reacției.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda semireacției sau prin metoda ion-electronică

Bazat pe metoda privind compilarea ecuațiilor ion-electronice pentru procesele de oxidare și reducere, luând în considerare particulele din viața reală și însumarea lor ulterioară într-o ecuație generală.
Se aplică metoda pentru a exprima esenţa reacţiilor redox care au loc numai în soluţii.
Avantajele metodei.
1. În ecuațiile electronic-ionice ale semireacțiilor se scriu ionii care există de fapt într-o soluție apoasă, și nu particule condiționale. (De exemplu, ioni și nu un atom de azot cu o stare de oxidare de +3 și un atom de sulf cu o stare de oxidare de +4.)
2. Conceptul de „stare de oxidare” nu este folosit.
3. Când utilizați această metodă, nu trebuie să cunoașteți toate substanțele: ele sunt determinate la derivarea ecuației reacției.
4. Este vizibil rolul mediului ca participant activ în întregul proces.

Principalele etape ale întocmirii ecuațiilor reacțiilor redox metoda ion-electronica

(pe exemplul interacțiunii zincului cu acidul azotic concentrat)
1. Scriem schema ionică a procesului, care include numai agentul reducător și produsul oxidării sale și agentul oxidant și produsul reducerii sale:

O sursă

Examen de stat unificat. CHIMIE: Carte de referință universală / OV Meshkova.- M .: EKSMO, 2010.- 368 p.

Ar putea fi util să citiți: