1. Reacții redox. Agent oxidant și agent reducător (folosind exemplul a două reacții).

Reacțiile redox apar cu modificarea gradului de oxidare. Reacțiile larg răspândite de acest tip sunt reacțiile de ardere. Aceasta include, de asemenea, reacțiile lente de oxidare (coroziunea metalelor, degradarea substanțelor organice).

Starea de oxidare a unui element arată numărul de electroni deplasați (atrași sau abandonați). În substanțele simple este egal cu zero. În compușii binari (formați din 2 elemente), este egal cu valența, care este precedată de un semn (prin urmare, uneori este numită „sarcină condiționată”).

În substanțele formate din 3 sau mai multe elemente, numărul de oxidare poate fi calculat folosind ecuația, luând numărul de oxidare necunoscut drept „x” și valoare totală echivalând cu zero. De exemplu, în acidul azotic HNO 3 starea de oxidare a hidrogenului este +1, oxigenul este −2, obținem ecuația: +1 + x −2 3 = 0

Un element care câștigă electroni se numește agent oxidant. Un element care este donor de electroni (care dă electroni) se numește agent reducător.

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Când fierul și pulberile de sulf sunt încălzite, se formează sulfură de fier. Fierul este un agent reducător (se oxidează), sulful este un agent de oxidare (redus).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

În această reacție, sulful este un agent reducător, oxigenul este un agent oxidant. Se formează oxid de sulf (IV).

Un exemplu care implică o substanță complexă poate fi dat:

Zn0 + 2H +1 CI = Zn +2 CI2 + H20

zincul este un agent reducător, acidul clorhidric hidrogen este un agent oxidant.

Puteți da un exemplu care implică o substanță complexă și puteți crea un echilibru electronic:

Cu 0 + 4HN +5 O 3 = Cu +2 (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2N +4 O 2

Biletul numărul 8

1. Reacții de schimb ionic, condiții pentru finalizarea lor (folosind exemplul a două reacții). Diferența dintre reacțiile de schimb ionic și reacțiile redox.

Reacțiile de schimb în soluții de electroliți se numesc reacții de schimb ionic. Aceste reacții se finalizează în 3 cazuri:

1. Dacă în urma reacției se formează un precipitat (se formează o substanță insolubilă sau ușor solubilă, care poate fi determinată din tabelul de solubilitate): CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Dacă se eliberează gaz (deseori format în timpul descompunerii acizilor slabi): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Dacă se formează o substanță ușor disociabilă. De exemplu, apă, acid acetic: HCl + NaOH = NaCl + H2O

Acest lucru se datorează unei deplasări a echilibrului chimic la dreapta, care este cauzată de îndepărtarea unuia dintre produși din zona de reacție.

Reacțiile de schimb ionic nu sunt însoțite de transferul de electroni și de modificări ale stării de oxidare a elementelor, spre deosebire de reacțiile redox.

Dacă vi se cere să scrieți o ecuație în formă ionică, puteți verifica ortografia corectă a ionilor folosind tabelul de solubilitate. Nu uitați să schimbați indici în coeficienți. Nu separăm substanțele insolubile, gazele eliberate, apa (și alți oxizi) în ioni.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Trimite ionii neschimbați.

Reacțiile de schimb în soluțiile de electroliți se numesc reacții de schimb de ioni. Aceste reacții se finalizează în 3 cazuri:

1. Dacă în urma reacției se formează un precipitat (se formează o substanță insolubilă sau ușor solubilă, care poate fi determinată din tabelul de solubilitate):
CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Dacă se eliberează gaz (deseori format în timpul descompunerii acizilor slabi):

3. Dacă se formează o substanță ușor disociabilă. De exemplu, apă, acid acetic:
HCl + NaOH = NaCI + H2O

Acest lucru se datorează unei deplasări a echilibrului chimic la dreapta, care este cauzată de îndepărtarea unuia dintre produși din zona de reacție.

Reacțiile de schimb ionic nu sunt însoțite de transferul de electroni și de modificări ale stării de oxidare a elementelor, spre deosebire de reacțiile redox.

Dacă vi se cere să scrieți o ecuație în formă ionică, puteți verifica ortografia corectă a ionilor folosind tabelul de solubilitate. Nu uitați să schimbați indici în coeficienți. Nu separăm substanțele insolubile, gazele eliberate, apa (și alți oxizi) în ioni.

Cu 2+ + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl -
Înlăturăm ionii neschimbați:

SO 4 2- + Ba 2+ = BaS0 4 ↓

2. Sarcină. Calculul fracției de masă (%) a unui element chimic dintr-o substanță a cărei formulă este dată.

Formula pentru calcularea fracției de masă în formă generală poate fi scrisă după cum urmează:

ω = masa componentei / masa întregului,

unde ω – fracția de masă

Pentru a calcula fracția de masă a unui element dintr-o substanță complexă, formula va fi următoarea:

ω = Arn/Mr,

unde Ar este masa atomică relativă,
n - numărul de atomi dintr-o moleculă,

Mr – masa moleculară relativă (egală numeric cu M – masa molară)

Exemplu:

Calculați fracția de masă a elementelor în oxid de sulf (VI) SO 3.

Soluţie:

Mr (SO 3) = 32 + 16 3 = 80

ω(S) = 32: 80 = 0,4 = 40%

ω (O) = 16 3: 80 = 0,6 = 60%

verificare: 40% + 60% = 100%

Răspuns: 40%; 60%.

Biletul numărul 11

Acizi în lumina ideilor despre disociere electrolitică. Proprietăți chimice acizi: interacțiune cu metale, oxizi bazici, baze, săruri (de exemplu, acid clorhidric).

Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, acizii sunt substanțe care se disociază în soluții pentru a forma ioni de hidrogen:

HCl → H + + Cl -

O formulare mai strictă: numai ionii de hidrogen sunt eliminați ca cationi (ioni pozitivi).

Prin ion de hidrogen înțelegem un proton hidratat (adică un proton care a adăugat apă). Dacă doriți să afișați compoziția unui ion de hidrogen, acesta este de obicei descris ca H 3 O +

1. Soluțiile acide colorează roșu indicatorii de turnesol și metil portocaliu.

2. Ele interacționează cu metalele situate în seria de tensiuni din stânga hidrogenului, de exemplu, cu zincul, pentru a forma o sare (clorură de zinc) și hidrogen gazos:
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2

3. Reacționează cu oxizii bazici pentru a forma sare și apă:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
(la desfășurarea unei reacții cu oxid de cupru (II), se recomandă să se încălzească puțin eprubeta) se obține clorura de cupru (II).

4. Reacționează cu bazele pentru a forma sare și apă:
NaOH + HCI = NaCI + H2O

5. Înlocuiți acizii slabi din soluțiile sărurilor lor, de exemplu, carbonat de sodiu:
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + H2O + CO2

6. Reacția cu sărurile poate avea loc cu formarea unui precipitat:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓

Reacțiile de schimb de ioni sunt reacții în soluții apoase între electroliți care au loc fără modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor care le formează.

O condiție necesară pentru reacția dintre electroliți (săruri, acizi și baze) este formarea unei substanțe ușor disociante (apă, acid slab, hidroxid de amoniu), precipitat sau gaz.

Să luăm în considerare reacția care are ca rezultat formarea apei. Astfel de reacții includ toate reacțiile dintre orice acid și orice bază. De exemplu, interacțiunea acid azotic cu hidroxid de potasiu:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Materiile prime, de ex. acidul azotic și hidroxidul de potasiu, precum și unul dintre produse, și anume nitratul de potasiu, sunt electroliți puternici, adică. V soluție apoasă ele există aproape exclusiv sub formă de ioni. Apa rezultată aparține electroliților slabi, adică. practic nu se dezintegrează în ioni. Astfel, ecuația de mai sus poate fi rescrisă mai precis indicând starea reală a substanțelor într-o soluție apoasă, adică. sub formă de ioni:

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)

După cum se poate observa din ecuația (2), atât înainte, cât și după reacție, în soluție sunt prezenți ionii NO 3 - și K +. Cu alte cuvinte, în esență, ionii de nitrat și ionii de potasiu nu au participat deloc la reacție. Reacția a avut loc numai datorită combinării particulelor de H + și OH - în molecule de apă. Astfel, efectuând o reducere algebrică a ionilor identici în ecuația (2):

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O

vom obține:

H + + OH - = H 2 O (3)

Se numesc ecuații de forma (3). ecuații ionice prescurtate, tip (2) - ecuații ionice complete, și tastați (1) - ecuații ale reacțiilor moleculare.

De fapt, ecuația ionică a unei reacții reflectă la maxim esența acesteia, tocmai ceea ce face posibilă apariția acesteia. Trebuie remarcat faptul că multe reacții diferite pot corespunde unei ecuații ionice abreviate. Într-adevăr, dacă luăm, de exemplu, nu acidul azotic, ci acidul clorhidric și în loc de hidroxid de potasiu folosim, să zicem, hidroxidul de bariu, avem următoarea ecuație a reacției moleculare:

2HCI+ Ba(OH)2 = BaCI2 + 2H2O

Acidul clorhidric, hidroxidul de bariu și clorura de bariu sunt electroliți puternici, adică există în soluție în primul rând sub formă de ioni. Apa, așa cum sa discutat mai sus, este un electrolit slab, adică există în soluție aproape numai sub formă de molecule. Astfel, ecuație ionică completă Această reacție va arăta astfel:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Să anulăm aceiași ioni din stânga și din dreapta și să obținem:

2H + + 2OH - = 2H2O

Împărțind ambele părți stânga și dreaptă la 2, obținem:

H + + OH − = H 2 O,

Primit ecuație ionică prescurtată coincide complet cu ecuația ionică abreviată pentru interacțiunea acidului azotic și hidroxidului de potasiu.

Când compuneți ecuații ionice sub formă de ioni, scrieți numai formulele:

1) acizi tari (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (lista acizilor tari trebuie învățată!)

2) baze puternice (hidroxizi de alcali (ALM) și metale alcalino-pământoase (ALM))

3) săruri solubile

Formulele sunt scrise sub formă moleculară:

1) Apă H2O

2) Acizi slabi (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (și alții, aproape toți organici))

3) Baze slabe (NH4OH și aproape toți hidroxizii metalici, cu excepția metalelor alcaline și a metalelor alcaline

4) Săruri ușor solubile (↓) („M” sau „H” în tabelul de solubilitate).

5) Oxizi (și alte substanțe care nu sunt electroliți)

Să încercăm să scriem ecuația dintre hidroxidul de fier (III) și acidul sulfuric. În formă moleculară, ecuația interacțiunii lor se scrie după cum urmează:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Hidroxidul de fier (III) corespunde denumirii „H” din tabelul de solubilitate, care ne spune despre insolubilitatea sa, adică. în ecuația ionică trebuie scris în întregime, adică. ca Fe(OH)3. Acid sulfuric Este solubil și aparține electroliților puternici, adică există în soluție în principal în stare disociată. Sulfatul de fier (III), ca aproape toate celelalte săruri, este un electrolit puternic și, deoarece este solubil în apă, trebuie scris ca un ion în ecuația ionică. Luând în considerare toate cele de mai sus, obținem o ecuație ionică completă de următoarea formă:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Reducerea ionilor de sulfat din stânga și din dreapta, obținem:

2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O

Împărțind ambele părți ale ecuației la 2 obținem ecuația ionică prescurtată:

Fe(OH)3 + 3H + = Fe3+ + 3H2O

Acum să ne uităm la reacția de schimb ionic care produce un precipitat. De exemplu, interacțiunea a două săruri solubile:

Toate cele trei săruri - carbonat de sodiu, clorură de calciu, clorură de sodiu și carbonat de calciu (da, și asta) - sunt electroliți puternici și toate, cu excepția carbonatului de calciu, sunt solubile în apă, de exemplu. sunt implicate în această reacție sub formă de ioni:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Anulând aceiași ioni din stânga și din dreapta în această ecuație, obținem ecuația ionică prescurtată:

CO32- + Ca2+ = CaC03↓

Ultima ecuație reflectă motivul interacțiunii soluțiilor de carbonat de sodiu și clorură de calciu. Ionii de calciu și ionii de carbonat se combină pentru a forma molecule neutre de carbonat de calciu, care, atunci când sunt combinate între ele, dau naștere la mici cristale de precipitat de CaCO 3 cu structură ionică.

Să luăm în considerare a treia condiție pentru apariția reacțiilor de schimb ionic - formarea gazului. Strict vorbind, numai ca urmare a schimbului de ioni, formarea de gaz este posibilă numai în cazuri rare, de exemplu, în timpul formării hidrogenului sulfurat:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

În majoritatea celorlalte cazuri, gazul se formează ca urmare a descompunerii unuia dintre produșii reacției de schimb ionic. De exemplu, trebuie să știți cu siguranță, în cadrul examenului de stat unificat, că odată cu formarea gazului, din cauza instabilității, produse precum H 2 CO 3, NH 4 OH și H 2 SO 3 se descompun:

H2CO3 = H2O + CO2

NH4OH = H2O + NH3

H2S03 = H2O + SO2

Cu alte cuvinte, dacă un schimb ionic produce acid carbonic, hidroxid de amoniu sau acid sulfuros, reacția de schimb ionic are loc datorită formării unui produs gazos:

Să-l notăm ecuații ionice pentru toate reacţiile de mai sus care conduc la formarea gazelor. 1) Pentru reacție:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

Sulfura de potasiu si bromura de potasiu se vor scrie in forma ionica, deoarece sunt săruri solubile, precum și acidul bromhidric, deoarece se referă la acizi tari. Hidrogenul sulfurat, fiind un gaz slab solubil care se disociază slab în ioni, se va scrie sub formă moleculară:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S

Reducerea ionilor identici obținem:

S2- + 2H+ = H2S

2) Pentru ecuație:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

În formă ionică, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 se vor scrie ca săruri foarte solubile și H 2 SO 4 ca un acid puternic. Apa este o substanță cu disociere slabă, iar CO 2 nu este deloc un electrolit, așa că formulele lor vor fi scrise în formă moleculară:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO32- + 2H+ = H2O + CO2

3) pentru ecuație:

NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3

Moleculele de apă și amoniac vor fi scrise în întregime, iar NH 4 NO 3, KNO 3 și KOH se vor scrie în formă ionică, deoarece toți nitrații sunt săruri foarte solubile, iar KOH este un hidroxid de metal alcalin, adică baza puternica:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Pentru ecuație:

Na2S03 + 2HCI = 2NaCI + H2O + SO2

Ecuația completă și prescurtată va arăta astfel:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

96. 161 g de sare Glauber Na 2 SO 4 ∙10H 2 O au fost dizolvate în 180 ml apă Care va fi fracția de masă a sulfatului de sodiu în soluția rezultată? Câți ioni de fiecare tip sunt în el?

97. Notați ecuațiile de disociere electrolitică a substanțelor:

a) hidroxid de litiu

B) carbonat de potasiu

B) azotat de bariu

D) acid sulfuros

D) sulfat de crom (III).

E) fosfat de potasiu

98. Scrieți patru ecuații pentru disocierea electrolitică a substanțelor care formează doar ioni sulfat ca anioni.

99. Scrieți formulele substanțelor care se disociază în ioni în apă:

A) Ba 2+ și Cl ─

B) Fe 3+ și NO 3 ─

B) H+ şi SO42─

D) K + și OH ─

100. Notați ecuațiile moleculare și ionice ale reacțiilor practic fezabile:

A) Na2CO3 + Ca(NO3)2 →

B) Cu(OH)2 + HCI→

B) K2CO3 + HNO3 →

D) NaOH + H3P04 →

D) KNO3 + Na2SO4 →

E) MgC03 + HCI→

G) Fe(NO3)3 + KOH→

101. Scrieți două ecuații moleculare, a căror esență este exprimată prin ecuația ionică a) Ba 2+ + SO 4 2─ → BaSO 4 ↓, b) H + + OH - → H 2 O.

102. Completați ecuațiile de reacție, indicați tipul acestora, denumiți produsele. Pentru reacțiile de schimb, scrieți ecuații ionice.

1) HNO3 + Li2CO3 →

2) H2S04 + Al →

3) HCI + Fe2O3 →

4) H3PO4 + KOH→

103. Care dintre următoarele substanțe va reacționa o soluție de acid sulfuric cu: oxid de siliciu (IV), hidroxid de litiu, azotat de bariu, acid clorhidric, oxid de potasiu, silicat de sodiu, azotat de potasiu, hidroxid de fier (II)? Scrieți ecuațiile reacțiilor posibile în formă moleculară și ionică.

104. Ce cantitate de substanță și ce masă din fiecare produs se va obține la efectuarea următoarelor transformări: sulf → oxid de sulf (IV) → acid sulfuros → sulfit de bariu, dacă s-au luat 16 g de sulf?

105. Cu care dintre următoarele substanțe va reacționa o soluție de hidroxid de bariu: acid azotic, oxid de sodiu, clorură de amoniu, hidroxid de potasiu, oxid de sulf (VI), clorură de cupru (II), azotat de sodiu, hidroxid de fier (II), dioxid de carbon ? Scrieți ecuațiile reacțiilor posibile în formă moleculară și ionică.

106. Completați ecuațiile de reacție, indicați tipul acestora, denumiți produsele. Scrieți ecuațiile ionice.

1) HNO3 + Al(OH)3 →

2) LiOH + H2S04 →

3) KOH + SO2 →

4) NaOH + FeCl3 →

107. Ce masă din fiecare produs se va obţine la efectuarea următoarelor transformări: calciu → oxid de calciu → hidroxid de calciu → clorură de calciu, dacă s-au luat 80 g de calciu?

108. Indicați natura oxidului și creați formula hidroxidului corespunzător (bază sau acid): Na 2 O, N 2 O 5, Mn 2 O 7, CuO, SO 2, SO 3, FeO, P 2 O 5 , CaO.

109. Notați ecuațiile pentru reacțiile practic fezabile și indicați tipul acestora. Pentru reacțiile de schimb, scrieți ecuații ionice.

1) K2O + H2O →

2) CO 2 + HNO 3 →

3) Fe2O3 + H2SO4 →

4) S03 + H20 →

5) FeO + H20 →

6) SO2 + KOH →

7) CuO + Ca(OH)2 →

8) P 2 O 5 + CaO →

9) SiO2 + CI2O7 →

110. Ce masă de sare se poate obține prin dizolvarea oxidului de magneziu în 100 g soluție de acid azotic 10%?

111. Completați ecuațiile reacției în formă moleculară și ionică:

1) CuCl2 + Al→

2) LiOH + FeSO4 →

3) Ba(NO3)2 + Na2SO4 →

4) CaCO3 + HNO3 →

5) FeCl3 + KOH →

6) K2Si03 + HCI→

112. Completați ecuațiile reacțiilor posibile, indicați tipul acestora, denumiți produsele. Pentru reacțiile de schimb, scrieți ecuații ionice.

1) Na3P04 + AgNO3 →

2) K2SO4 + NaCI→

3) BaC03 + HCI→

4) Cu(NO 3) 2 + Zn →

5) NaCI + Ca(OH)2 →

6) Fe(NO 3) 2 + KOH →

113. Notați ecuațiile tuturor reacțiilor posibile care pot fi folosite pentru a obține sarea a) clorură de cupru (II), b) sulfat de fier (II).

114. Faceți serii genetice de metale a) sodiu, b) magneziu.

115. Alcătuiește serii genetice de nemetale a) sulf, b) siliciu, c) fosfor.

116. Rezolvați lanțul de transformări, indicați tipul reacțiilor, condițiile de apariție a acestora, denumiți produsele:

A) Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CO 2 → Na 2 CO 3 → MgCO 3

B) S → SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4 → K 2 SO 4 → BaSO 4 .

117. Completați ecuațiile reacției și caracterizați-le după toate caracteristicile cunoscute:

1) Na2S04 + BaCl2 →

2) Al + CuCl2 →

4) CH4 + O2 →

118. Aranjați coeficienții folosind metoda balanței electronice, indicați agentul oxidant, agentul reducător, procesele de oxidare și reducere:

1) NH3 + O2 → NO + H2O

2) Al + I 2 → AlI 3

3) CO2 + Mg → MgO + C

4) HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO2

5) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MnCl 2 + H 2 O

119. Completați ecuațiile reacțiilor de schimb și creați ecuații ionice pentru ele:

1) FeO + HNO3 →

2) MgC03 + HCI →

3) Fe2 (SO4)3 + KOH →

120. Completați ecuațiile ionice abreviate și propuneți ecuații moleculare pentru ele:

1) OH ─ + H + →

2) SiO 3 2─ + 2 H + →

121. Rezolvați lanțul de transformări, indicați tipul reacțiilor, condițiile de apariție a acestora, denumiți produsele: Cu → CuO → CuSO 4 → Cu(OH) 2 → CuO → Cu.

122. Completați ecuațiile reacției și determinați tipul acestora. Indicați stările de oxidare și indicați care dintre reacții sunt redox:

1) Al + CuS04 →

3) Fe + CI2 →

4) P2O5 + H2O →

6) NaCI + AgNO3 →

7) Zn + H2S04 →

123. Aranjați coeficienții folosind metoda balanței electronice:

1) Zn + HCI → ZnCl2 + H2

2) NH3 + O2 → NO + H2O

3) Al + I 2 → AlI 3

4) CO2 + Mg → MgO + C

5) HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO2

6) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MgCl 2 + H 2 O

7) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

8) K + H2SO4 → K2SO4 + S + H2O

9) K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

10) Na 2 SO 3 + KIO 3 + H 2 SO 4 → I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Lecția examinează esența reacțiilor redox și diferența lor față de reacțiile de schimb ionic. Sunt explicate modificările stărilor de oxidare ale agentului de oxidare și ale agentului reducător. Se introduce conceptul de echilibru electronic.

Subiect: Reacții redox

Lecția: Reacții Redox

Luați în considerare reacția magneziului cu oxigenul. Să notăm ecuația acestei reacții și să aranjam valorile stărilor de oxidare ale atomilor elementelor:

După cum se poate observa, atomii de magneziu și oxigen din materiile prime și produșii de reacție au stări de oxidare diferite. Să scriem diagrame ale proceselor de oxidare și reducere care au loc cu atomii de magneziu și oxigen.

Înainte de reacție, atomii de magneziu au avut o stare de oxidare zero, după reacție - +2. Astfel, atomul de magneziu a pierdut 2 electroni:

Magneziul donează electroni și el însuși este oxidat, ceea ce înseamnă că este un agent reducător.

Înainte de reacție, starea de oxidare a oxigenului era zero, iar după reacție a devenit -2. Astfel, atomul de oxigen și-a adăugat 2 electroni:

Oxigenul acceptă electroni și este el însuși redus, ceea ce înseamnă că este un agent oxidant.

Să scriem schema generală de oxidare și reducere:

Numărul de electroni dat este egal cu numărul de electroni primiți. Echilibrul electronic este menținut.

ÎN reacții redox apar procese de oxidare și reducere, ceea ce înseamnă că stările de oxidare se schimbă elemente chimice. Acesta este un semn distinctiv reacții redox.

Reacțiile redox sunt reacții în care elementele chimice își schimbă starea de oxidare.

Să ne uităm la exemple concrete, cum să distingem o reacție redox de alte reacții.

1. NaOH + HCl = NaCI + H2O

Pentru a spune dacă o reacție este redox, este necesar să se atribuie valorile stărilor de oxidare ale atomilor elementelor chimice.

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

1. NaOH + HCl = NaCI + H2O

Vă rugăm să rețineți că stările de oxidare ale tuturor elementelor chimice din stânga și dreapta semnului egal rămân neschimbate. Aceasta înseamnă că această reacție nu este redox.

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

2. CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Ca rezultat al acestei reacții, stările de oxidare ale carbonului și oxigenului s-au schimbat. Mai mult, carbonul și-a crescut starea de oxidare, iar oxigenul a scăzut. Să notăm schemele de oxidare și reducere:

C -8e = C - proces de oxidare

О +2е = О - procesul de recuperare

Astfel încât numărul de electroni dat să fie egal cu numărul de electroni primiți, adică. respectat balanță electronică, este necesar să se înmulțească a doua jumătate de reacție cu un factor de 4:

C -8e = C - agent reducător, se oxidează

O +2е = O 4 agent oxidant, redus

Agentul de oxidare acceptă electroni în timpul reacției, scăzându-și starea de oxidare, se reduce.

Agentul reducător renunță la electroni în timpul reacției, crescându-i starea de oxidare, se oxidează.

1. Mikityuk A.D. Culegere de probleme și exerciții de chimie. 8-11 clase / A.D. Mikityuk. - M.: Editura. „Examen”, 2009. (p.67)

2. Orjekovski P.A. Chimie: clasa a IX-a: manual. pentru învăţământul general stabilire / P.A. Orjekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Chimie: anorganică. chimie. Organ. chimie: manual. pentru clasa a IX-a. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educație, OJSC „Manuale de la Moscova”, 2009. (§5)

4. Hhomcenko I.D. Culegere de probleme si exercitii de chimie pt liceu. - M.: RIA „New Wave”: Editura Umerenkov, 2008. (p.54-55)

5. Enciclopedie pentru copii. Volumul 17. Chimie / Capitolul. ed. V.A. Volodin, Ved. ştiinţific ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (p. 70-77)

Resurse web suplimentare

1. Colecție unică de digital resurse educaționale(experimente video pe această temă) ().

2. O colecție unificată de resurse educaționale digitale (sarcini interactive pe această temă) ().

3. Versiunea electronică a revistei „Chimie și viață” ().

Teme pentru acasă

1. Nr 10.40 - 10.42 din „Culegere de probleme și exerciții de chimie pentru liceu” de I.G. Khomchenko, ed. a 2-a, 2008

2. Participarea la reacția substanțelor simple este un semn sigur al unei reacții redox. Explicați de ce. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile compusului, substituție și descompunere care implică oxigen O 2 .