Sarcina de reacții redox 30. Cum se rezolvă problemele C1 (30) la examenul de stat unificat la chimie

Linia UMK Kuznetsova. Chimie (10-11) (U)

Linia UMK Kuznetsova. Chimie (10-11) (B)

Linia UMK N. E. Kuznetsova. Chimie (10-11) (de bază)

Organizarea pregătirii pentru examenul unificat de stat în chimie: reacții redox

Materialul a fost pregătit pe baza webinarului „Organizarea pregătirii pentru examenul unificat de stat în chimie: reacții redox”

„Ne uităm la organizarea pregătirii pentru îndeplinirea cu succes a sarcinilor legate de reacțiile redox. Dacă ne uităm la specificația și versiunea demo, astfel de reacții sunt direct legate de sarcinile nr. 10 și nr. 30, dar acesta este un subiect cheie într-un curs de chimie școlar. Atinge o varietate de probleme, o varietate de proprietăți substanțe chimice. Este foarte extins”, subliniază Lidia Asanova, prezentatorul webinarului, candidat la științe pedagogice, autor de materiale didactice.

Sarcina nr. 30, luând în considerare reacțiile redox - sarcină nivel inalt dificultăți. Pentru a primi cel mai mare punctaj (3) pentru finalizarea acestuia, răspunsul studentului trebuie să includă:

• determinarea stării de oxidare a elementelor care sunt agenți oxidanți și reducători;
• agent oxidant și agent reducător (elemente sau substanțe);
• procese de oxidare și reducere și, pe baza acestora, o balanță electronică (electron-ion) compilată;
• determinarea substanţelor care lipsesc în ecuaţia reacţiei.

Cu toate acestea, elevii deseori sar peste, nu atribuie coeficienți, nu indică agentul de oxidare și agentul reducător și stările de oxidare. Cum ar trebui să organizezi munca la clasă pentru a obține rezultate bune la examen?

O atenție deosebită în manualul lui O. S. Gabrielyan pentru clasa a 10-a, destinat studierii materiei timp de 3-4 ore pe săptămână, este acordată subiectelor aplicate: manualul acoperă probleme legate de chimie de ecologie, medicină, biologie și cultură. În clasa a 11-a, cursul este finalizat și rezumat.

1. Pregătirea pentru examen ar trebui efectuată în procesul de predare a materiei, iar pregătirea nu se poate reduce doar la pregătirea în îndeplinirea sarcinilor similare sarcinilor foaie de examen. Un astfel de „coaching” nu dezvoltă gândirea sau aprofundează înțelegerea. Dar, apropo, sarcina de examen prevede că o altă formulare a răspunsului este permisă fără a denatura sensul acestuia. Aceasta înseamnă că, abordând în mod creativ și înțelegător soluția sarcinii în cauză, puteți obține cel mai mare scor pentru finalizare, chiar dacă răspunsul este formulat diferit.

Sarcina principală a pregătirii pentru examen este munca direcționată privind repetarea, sistematizarea și generalizarea materialului studiat, privind aducerea în sistemul de cunoștințe a conceptelor cheie ale cursului de chimie. Desigur, este necesară experiența în realizarea unui experiment chimic real.

2. Există o listă de subiecte și concepte pe care școlarii nu ar trebui să le uite deloc. Printre ei:

• reguli pentru determinarea stărilor de oxidare ale atomilor (în substanțele simple, starea de oxidare a elementelor este zero, cea mai mare (maximum) stare de oxidare a elementelor din grupele II-VII, de regulă, este egală cu numărul grupului în care elementul este situat în tabelul periodic, cea mai scăzută (minimă) stare de oxidare a metalelor egală cu zero etc.);
• cei mai importanți agenți oxidanți și reductori, precum și faptul că procesul de oxidare este întotdeauna însoțit de un proces de reducere;
• dualitate redox;
• tipuri de ORR (intermoleculare, intramoleculare, reacții de proporționare, reacții de disproporționare (autooxidare-autoreducere)).

Tabelul enumeră tipurile de reacții redox și factorii care influențează cursul reacțiilor (pagini foto). Exemplele sunt analizate în detaliu și, în plus, există sarcini pe tema „OVR” în formatul Unified State Exam.

De exemplu:

„Folosind metoda echilibrului electronic, creați o ecuație pentru reacția chimică:

N 2 O + KMnO 4 + … = NO 2 + … + K 2 SO 4 + H 2 O

Specificați agentul oxidant și agentul reducător.”

Cu toate acestea, sunt date o varietate de exemple pentru a exersa rezolvarea problemelor. De exemplu, în manualul „Chimie. Nivel avansat. Clasa a 11a. Testele" sunt după cum urmează:

„Pe baza teoriei proceselor redox, indicați schemele nu posibile reacții.

SO2 + H2S → S + H2O

S + H2SO4 → SO2 + H2O

S + H2SO4 → H2S + H2O

K 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + K 2 CrO 4 + H 2 O

KMnO 4 + HCl → Cl2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

I 2 + SO 2 + H 2 O → HIO 3 + H 2 SO 4

Justificati raspunsul. Convertiți diagramele proceselor posibile în ecuații de reacție. Specificați agentul de oxidare și agentul reducător"

„Alcătuiți ecuații de reacție în conformitate cu schema modificărilor stărilor de oxidare ale atomilor de carbon: C 0 → C – 4 → C –4 → C +4 → C +2 → C –2.”

„Substanțe date: carbon, oxid de azot (IV), oxid de sulf (IV), o soluție apoasă de hidroxid de potasiu. Scrieți ecuații pentru patru reacții posibile între aceste substanțe, fără a repeta perechi de reactanți.”

Toate acestea vă permit să studiați subiectul reacțiilor redox cât mai complet posibil și să găsiți soluții la o varietate de probleme.

Continuăm să discutăm despre soluția problemei de tip C1 (Nr. 30), care cu siguranță va fi întâlnită de toți cei care vor susține Examenul Unificat de Stat la chimie. În prima parte a articolului am schițat algoritmul general de rezolvare a problemei 30, în partea a doua am analizat câteva exemple destul de complexe.

Începem a treia parte cu o discuție despre agenții oxidanți și reducători tipici și transformările acestora în diferite medii.

Al cincilea pas: discutăm despre OVR tipice care pot apărea în sarcina nr. 30

Aș dori să reamintesc câteva puncte legate de conceptul de stare de oxidare. Am observat deja că un grad constant de oxidare este caracteristic doar unui număr relativ mic de elemente (fluor, oxigen, alcaline și metale alcalino-pământoase etc.) Majoritatea elementelor pot prezenta diferite stări de oxidare. De exemplu, pentru clor toate stările sunt posibile de la -1 la +7, deși valorile impare sunt cele mai stabile. Azotul prezintă stări de oxidare de la -3 la +5 etc.

Există două reguli importante de reținut clar.

1. Cea mai mare stare de oxidare a unui element nemetal coincide în majoritatea cazurilor cu numărul grupului în care se află elementul, iar cea mai scăzută stare de oxidare = numărul grupului - 8.

De exemplu, clorul se află în grupa VII, prin urmare, cea mai mare stare de oxidare = +7 și cea mai scăzută - 7 - 8 = -1. Seleniul este în grupa VI. Cea mai mare stare de oxidare = +6, cea mai scăzută - (-2). Siliciul este situat în grupa IV; valorile corespunzătoare sunt +4 și -4.

Amintiți-vă că există excepții de la această regulă: cea mai mare stare de oxidare a oxigenului = +2 (și chiar și aceasta apare doar în fluorura de oxigen) și cea mai mare stare de oxidare a fluorului = 0 (într-o substanță simplă)!

2. Metalele nu sunt capabile să prezinte stări negative de oxidare. Acest lucru este destul de important, având în vedere că mai mult de 70% din elementele chimice sunt metale.

Și acum întrebarea: „Poate Mn(+7) să acționeze ca agent reducător în reacțiile chimice?” Fă-ți timp, încearcă să răspunzi singur.

Răspuns corect: „Nu, nu se poate!” Este foarte ușor de explicat. Aruncă o privire la poziția acestui element în tabelul periodic. Mn este în grupa VII, prin urmare starea sa de oxidare ÎNALTĂ este +7. Dacă Mn(+7) ar acționa ca agent reducător, starea sa de oxidare ar crește (rețineți definiția agentului reducător!), dar acest lucru este imposibil, deoarece are deja o valoare maximă. Concluzie: Mn(+7) poate fi doar un agent oxidant.

Din același motiv, NUMAI proprietăți OXIDANTE pot fi prezentate de S(+6), N(+5), Cr(+6), V(+5), Pb(+4), etc. Uitați-vă la poziția a acestor elemente în tabelul periodic si vezi singur.

Și o altă întrebare: „Poate Se(-2) să acționeze ca un agent oxidant în reacțiile chimice?”

Și iarăși răspunsul este negativ. Probabil ai ghicit deja ce se întâmplă aici. Seleniul se află în grupa VI, starea sa de oxidare CE mai scăzută este -2. Se(-2) nu poate obține electroni, adică nu poate fi un agent de oxidare. Dacă Se(-2) participă la ORR, atunci doar în rolul de REDUCTOR.

Dintr-un motiv similar, SINGURUL AGENT REDUCTOR poate fi N(-3), P(-3), S(-2), Te(-2), I(-1), Br(-1), etc.

Concluzia finală: un element în starea cea mai scăzută de oxidare poate acționa în ORR doar ca agent reducător, iar un element cu cea mai mare stare de oxidare poate acționa doar ca agent de oxidare.

„Dar dacă elementul are o stare intermediară de oxidare?” - tu intrebi. Ei bine, atunci atât oxidarea cât și reducerea ei sunt posibile. De exemplu, sulful este oxidat într-o reacție cu oxigenul și redus într-o reacție cu sodiul.

Este probabil logic să presupunem că fiecare element în starea cea mai ridicată de oxidare va fi un agent oxidant pronunțat, iar în cel mai scăzut - un agent reducător puternic. În cele mai multe cazuri, acest lucru este adevărat. De exemplu, toți compușii Mn(+7), Cr(+6), N(+5) pot fi clasificați ca agenți oxidanți puternici. Dar, de exemplu, P(+5) și C(+4) sunt restaurate cu dificultate. Și este aproape imposibil să forțezi Ca(+2) sau Na(+1) să acționeze ca un agent oxidant, deși, formal vorbind, +2 și +1 sunt, de asemenea, grade superioare oxidare.

Dimpotrivă, mulți compuși ai clorului (+1) sunt agenți oxidanți puternici, deși starea de oxidare +1 în acest caz este departe de cea mai mare.

F(-1) și Cl(-1) sunt agenți reducători răi, în timp ce analogii lor (Br(-1) și I(-1)) sunt buni. Oxigenul în cea mai scăzută stare de oxidare (-2) nu prezintă practic proprietăți reducătoare, iar Te(-2) este un agent reducător puternic.

Vedem că totul nu este atât de evident pe cât ne-am dori. În unele cazuri, capacitatea de a oxida și de a reduce poate fi ușor de prevăzut; în alte cazuri, trebuie doar să vă amintiți că substanța X este, să zicem, un bun agent de oxidare.

Se pare că am ajuns în sfârșit pe lista agenților oxidanți și reducători tipici. Mi-aș dori să nu „memorați” doar aceste formule (deși ar fi bine!), ci și să puteți explica de ce aceasta sau acea substanță este inclusă în lista corespunzătoare.

Agenți oxidanți tipici

1. Substanțe simple - nemetale: F 2, O 2, O 3, Cl 2, Br 2.
2. Acid sulfuric concentrat (H 2 SO 4), acid azotic (HNO 3) în orice concentrație, acid hipocloros (HClO), acid percloric (HClO 4).
3. Permanganat de potasiu și manganat de potasiu (KMnO 4 și K 2 MnO 4), cromați și dicromați (K 2 CrO 4 și K 2 Cr 2 O 7), bismutați (de exemplu NaBiO 3).
4. Oxizi de crom (VI), bismut (V), plumb (IV), mangan (IV).
5. Hipocloriți (NaClO), clorați (NaCl03) și perclorați (NaCl04); nitrați (KNO 3).
6. Peroxizi, superoxizi, ozonide, peroxizi organici, peroxoacizi, toate celelalte substanțe care conțin gruparea -O-O- (de exemplu, peroxid de hidrogen - H 2 O 2, peroxid de sodiu - Na 2 O 2, superoxid de potasiu - KO 2).
7. Ioni metalici situati pe partea dreapta a seriei de tensiune: Au 3+, Ag +.

Agenți reducători tipici

1. Substanțe simple - metale: alcaline și alcalino-pământoase, Mg, Al, Zn, Sn.
2. Substanțe simple - nemetale: H 2, C.
3. Hidruri metalice: LiH, CaH 2, hidrură de litiu aluminiu (LiAlH 4), borohidrură de sodiu (NaBH 4).
4. Hidruri ale unor nemetale: HI, HBr, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, PH 3, silani și borani.
5. Ioduri, bromuri, sulfuri, seleniduri, fosfuri, nitruri, carburi, nitriți, hipofosfiți, sulfiți.
6. Monoxid de carbon (CO).

Aș dori să subliniez câteva puncte:

1. Nu mi-am propus obiectivul de a enumera toți agenții oxidanți și reducători. Acest lucru este imposibil și nu este necesar.
2. Aceeași substanță poate acționa ca agent oxidant într-un proces și ca agent oxidant în altul.
3. Nimeni nu poate garanta că veți întâlni cu siguranță una dintre aceste substanțe în problema examenului C1, dar probabilitatea ca aceasta este foarte mare.
4. Important nu este memorarea mecanică a formulelor, ci ÎNȚELEGEREA. Încercați să vă testați: scrieți substanțele din cele două liste amestecate împreună și apoi încercați să le separați independent în agenți oxidanți și reductori tipici. Folosiți aceleași considerații pe care le-am discutat la începutul acestui articol.

Și acum unul mic Test. Vă voi oferi mai multe ecuații incomplete și veți încerca să găsiți agentul oxidant și agentul reducător. Nu este necesar să adăugați părțile din dreapta ecuațiilor încă.

Exemplul 12. Determinați agentul oxidant și agentul reducător în ORR:

HNO3 + Zn = ...

CrO3 + C3H6 + H2SO4 =...

Na 2 SO 3 + Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = ...

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

CaH 2 + F 2 = ...

KMnO 4 + KNO 2 + KOH = ...

H 2 O 2 + K 2 S + KOH = ...

Cred că ai îndeplinit această sarcină fără dificultate. Dacă aveți probleme, citiți din nou începutul acestui articol, lucrați la lista agenților oxidanți tipici.

„Totul este minunat!” va exclama cititorul nerăbdător. „Dar unde sunt problemele promise C1 cu ecuații incomplete? Da, în exemplul 12 am putut determina agentul oxidant și agentul oxidant, dar nu acesta este principalul lucru. Principalul lucru este să putem COMPLETA ecuația de reacție și ne poate ajuta o listă de agenți oxidanți în acest sens?"

Da, se poate, dacă înțelegeți ce se întâmplă cu agenții oxidanți tipici în diferite condiții. Este exact ceea ce vom face acum.

Al șaselea pas: transformări ale unor agenţi oxidanţi în diferite medii. „Soarta” permanganaților, cromaților, acizilor azotic și sulfuric

Așadar, nu trebuie doar să recunoaștem agenții oxidanți tipici, ci și să înțelegem în ce sunt transformate aceste substanțe în timpul reacției redox. Evident, fără această înțelegere nu vom putea rezolva corect problema 30. Situația este complicată de faptul că produsele interacțiunii nu pot fi indicate UNIC. Nu are sens să întrebi: „În ce se va transforma permanganatul de potasiu în timpul procesului de reducere?” Totul depinde de multe motive. În cazul KMnO 4, principala este aciditatea (pH) a mediului. În principiu, natura produselor de recuperare poate depinde de:

1. agent reducător utilizat în timpul procesului,
2. aciditatea mediului,
3. concentrațiile participanților la reacție,
4. temperatura procesului.

Nu vom vorbi acum despre influența concentrației și a temperaturii (deși tinerii chimiști curioși își pot aminti că, de exemplu, clorul și bromul interacționează diferit cu o soluție apoasă de alcali la rece și la încălzire). Să ne concentrăm pe pH-ul mediului și puterea agentului reducător.

Informațiile de mai jos sunt pur și simplu ceva de reținut. Nu este nevoie să încerci să analizezi cauzele, doar ȚINE minte produsele de reacție. Vă asigur că acest lucru vă poate fi util la Examenul Unificat de Stat în Chimie.

Produse de reducere a permanganatului de potasiu (KMnO 4) în diverse medii

Exemplul 13. Completați ecuațiile reacțiilor redox:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ...
KMnO 4 + H 2 O + K 2 SO 3 = ...
KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = ...

Soluţie. Ghidați de lista agenților oxidanți și reducători tipici, ajungem la concluzia că agentul de oxidare în toate aceste reacții este permanganatul de potasiu, iar agentul reducător este sulfitul de potasiu.

H2SO4, H2O şi KOH determină natura soluţiei. În primul caz, reacția are loc într-un mediu acid, în al doilea - într-un mediu neutru, în al treilea - într-un mediu alcalin.

Concluzie: în primul caz, permanganatul se va reduce la sare Mn(II), în al doilea - la dioxid de mangan, în al treilea - la manganat de potasiu. Să adăugăm ecuațiile reacției:

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

În ce se va transforma sulfitul de potasiu? Ei bine, firesc, în sulfat. Este evident că K din compoziția K 2 SO 3 pur și simplu nu are unde să se oxideze în continuare, oxidarea oxigenului este extrem de puțin probabilă (deși, în principiu, posibilă), dar S(+4) se transformă ușor în S(+6). ). Produsul de oxidare este K 2 SO 4, puteți adăuga această formulă la ecuații:

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

Ecuațiile noastre sunt aproape gata. Rămâne doar să adăugați substanțe care nu sunt direct implicate în OVR și să stabiliți coeficienții. Apropo, dacă porniți de la al doilea punct, poate fi și mai ușor. Să construim, de exemplu, o balanță electronică pentru ultima reacție

Punem coeficientul 2 in fata formulelor KMnO 4 si K 2 MnO 4; înainte de formulele de sulfit și sulfat de potasiu ne referim la coeficient. 1:

2KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + ...

În dreapta vedem 6 atomi de potasiu, în stânga - până acum doar 5. Trebuie să corectăm situația; pune coeficientul 2 în fața formulei KOH:

2KMnO 4 + 2KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + ...

Atingerea finală: în partea stângă vedem atomi de hidrogen, în dreapta nu există niciunul. Evident, trebuie să găsim urgent o substanță care să conțină hidrogen în starea de oxidare +1. Hai să luăm apă!

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

Să verificăm din nou ecuația. Da, totul este grozav!

„Un film interesant!” va nota tânărul chimist vigilent. „De ce ai adăugat apă la ultimul pas? Dacă vreau să adaug peroxid de hidrogen sau doar H2 sau hidrură de potasiu sau H2S? Ai adăugat apă pentru că TREBUIA adaugă-l sau pur și simplu ai avut chef?”

Ei bine, hai să ne dăm seama. Ei bine, în primul rând, în mod natural nu avem dreptul de a adăuga substanțe în ecuația reacției după bunul plac. Reacția merge exact așa cum merge; după cum a ordonat natura. Gusturile și antipatiile noastre nu pot influența cursul procesului. Putem încerca să schimbăm condițiile de reacție (creșterea temperaturii, adăugarea unui catalizator, modificarea presiunii), dar dacă condițiile de reacție sunt stabilite, rezultatul acesteia nu mai poate depinde de voința noastră. Astfel, formula apei din ecuația ultimei reacții nu este dorința mea, ci un fapt.

În al doilea rând, poți încerca să egalezi reacția în cazurile în care substanțele pe care le-ai enumerat sunt prezente în loc de apă. Vă asigur: în niciun caz nu veți putea face asta.

În al treilea rând, opțiunile cu H 2 O 2, H 2, KH sau H 2 S sunt pur și simplu inacceptabile în acest caz dintr-un motiv sau altul. De exemplu, în primul caz, starea de oxidare a oxigenului se modifică, în al doilea și al treilea - a hidrogenului și am convenit că starea de oxidare se va schimba numai pentru Mn și S. În al patrulea caz, sulful a acționat în general ca un oxidant. agent și am fost de acord că S - agent reducător. În plus, hidrura de potasiu este puțin probabil să „supraviețuiască” într-un mediu apos (și reacția, permiteți-mi să vă reamintesc, are loc într-o soluție apoasă), iar H2S (chiar dacă s-a format această substanță) va intra inevitabil într-o soluție cu KOH. După cum puteți vedea, cunoștințele de chimie ne permit să respingem aceste substanțe.

— Dar de ce apă? - tu intrebi.

Da, pentru că, de exemplu, în acest proces (ca și în multe altele) apa acționează ca solvent. Pentru că, de exemplu, dacă analizezi toate reacțiile pe care le-ai scris în 4 ani de studii la chimie, vei descoperi că H 2 O apare în aproape jumătate din ecuații. Apa este, în general, un compus destul de „popular” în chimie.

Vă rugăm să înțelegeți că nu spun că de fiecare dată când în problema 30 trebuie să „trimiteți hidrogen undeva” sau „luați oxigen de undeva”, trebuie să luați apă. Dar aceasta ar fi probabil prima substanță la care să te gândești.

O logică similară este utilizată pentru ecuațiile de reacție în medii acide și neutre. În primul caz, trebuie să adăugați formula de apă în partea dreaptă, în al doilea - hidroxid de potasiu:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O,
KMnO4 + H2O + K2SO3 = MnO2 + K2SO4 + KOH.

Dispunerea coeficienților nu ar trebui să provoace nici cea mai mică dificultate pentru tinerii chimiști experimentați. Răspuns final:

2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5K 2 SO 3 = 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 3H 2 O,
2KMnO 4 + H 2 O + 3K 2 SO 3 = 2MnO 2 + 3K 2 SO 4 + 2KOH.

În partea următoare vom vorbi despre produșii de reducere ai cromaților și dicromaților, acizilor azotic și sulfuric.

Cum se rezolvă problemele C1 (36) la examenul unificat de stat în chimie. Partea I

Problema nr. 36 privind examenul unificat de stat în chimie este dedicată subiectului „Reacții de oxidare-reducere”. Anterior, acest tip de sarcină era inclus în Opțiunea de examen de stat unificat sub numărul C1.

Semnificația sarcinii C1: este necesară aranjarea coeficienților în ecuația de reacție folosind metoda echilibrului electronic. De obicei, doar partea stângă a ecuației este dată în enunțul problemei; elevul trebuie să completeze independent partea dreaptă.

O soluție completă a problemei valorează 3 puncte. Un punct este dat pentru determinarea agentului oxidant și reducător, altul este dat direct pentru construirea balanței electronice, ultimul este pentru aranjarea corectă a coeficienților în ecuația de reacție.

În opinia mea, cel mai dificil lucru în acest proces este primul pas. Nu toată lumea este capabilă să prezică corect rezultatul unei reacții. Dacă produsele de interacțiune sunt indicate corect, toate etapele ulterioare sunt o chestiune de tehnologie.

Primul pas: amintiți-vă stările de oxidare

Trebuie să începem cu conceptul starea de oxidare a elementului. Dacă nu sunteți încă familiarizat cu acest termen, consultați secțiunea Starea de oxidare din cartea de referință pentru chimie. Trebuie să înveți să determinați cu încredere stările de oxidare ale tuturor elementelor din compușii anorganici și chiar din cele mai simple substanțe organice. Fără o înțelegere 100% a acestui subiect, a merge înainte nu are rost.

Pasul doi: agenți oxidanți și agenți reducători. Reacții redox

Vreau să vă reamintesc că totul reacții chimiceîn natură pot fi împărțite în două tipuri: redox și care apar fără modificarea stărilor de oxidare.

În timpul reacției redox (aceasta este abrevierea pe care o vom folosi în continuare pentru reacțiile redox), unele elemente își schimbă stările de oxidare.

Exemplul 1. Luați în considerare reacția sulfului cu fluor:

S + 3F 2 = SF 6.

Aranjați singur stările de oxidare ale tuturor elementelor. Vedem că starea de oxidare a sulfului crește (de la 0 la +6), iar starea de oxidare a fluorului scade (de la 0 la -1). Concluzie: S este un agent reducător, F2 este un agent oxidant. În timpul procesului, sulful este oxidat și fluorul este redus.

Exemplul 2. Să discutăm despre reacția oxidului de mangan (IV) cu acidul clorhidric:

MnO2 + 4HCI = MnCl2 + CI2 + 2H2O.

În timpul reacției, starea de oxidare a manganului scade (de la +4 la +2), iar starea de oxidare a clorului crește (de la -1 la 0). Concluzie: manganul (în compoziția de MnO 2) este un agent oxidant, clorul (în compoziția de HCl este un agent reducător). Clorul este oxidat, manganul este redus.

Vă rugăm să rețineți că în ultimul exemplu, nu toți atomii de clor și-au schimbat starea de oxidare. Acest lucru nu a influențat în niciun fel concluziile noastre.

Exemplul 3. Descompunerea termică a bicromatului de amoniu:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Vedem că atât agentul de oxidare, cât și agentul de reducere fac parte dintr-o „moleculă”: cromul își schimbă starea de oxidare de la +6 la +3 (adică este un agent de oxidare), iar azotul - de la -3 la 0 (deci , azotul este agent reducător).

Exemplul 4. Interacțiunea dioxidului de azot cu soluția apoasă de alcali:

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O.

După ce am aranjat stările de oxidare (sper că faceți acest lucru fără dificultate!), descoperim o imagine ciudată: starea de oxidare a unui singur element se modifică - azotul. Unii atomi de N își măresc starea de oxidare (de la +4 la +5), în timp ce alții le scad (de la +4 la +3). De fapt, nu este nimic ciudat în asta! În acest proces, N(+4) este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător.

Să vorbim puțin despre clasificarea reacțiilor redox. Permiteți-mi să vă reamintesc că toate OVR-urile sunt împărțite în trei tipuri:

• 1) ORR intermoleculare (agentul oxidant și agentul reducător sunt conținute în molecule diferite);
• 2) ORR intramoleculare (agentul oxidant și agentul reducător sunt într-o moleculă);
• 3) reacții de disproporționare (un agent oxidant și un agent reducător sunt atomi ai aceluiași element cu aceeași stare de oxidare inițială în compoziția unei molecule).

Cred că, pe baza acestor definiții, puteți înțelege cu ușurință că reacțiile din exemplele 1 și 2 se referă la ORR intermolecular, descompunerea dicromatului de amoniu este un exemplu de ORR intramolecular, iar interacțiunea NO 2 cu alcalii este un exemplu de o reacție de disproporționare.

Pasul trei: începem să stăpânim metoda echilibrului electronic

Pentru a verifica cât de bine ai stăpânit materialul anterior, îți voi pune o întrebare simplă: „Poți să dai un exemplu de reacție în care are loc oxidarea, dar nu există reducere, sau, dimpotrivă, există oxidare, dar nicio reducere? ”

Răspuns corect: „Nu, nu poți!”

Într-adevăr, lăsați starea de oxidare a elementului X să crească în timpul reacției. Aceasta înseamnă că X donează electroni. Dar cui? La urma urmei, electronii nu pot pur și simplu să se evapore, să dispară fără urmă! Există un alt element Y ai cărui atomi vor accepta acești electroni. Electronii au sarcină negativă, prin urmare starea de oxidare a lui Y va scădea.

Concluzie: dacă există un agent reducător X, atunci cu siguranță va exista un agent oxidant Y! Mai mult, numărul de electroni cedați de un element va fi exact egal cu numărul de electroni acceptați de un alt element.

Pe acest fapt se bazează metoda echilibrului electronic, folosit în sarcina C1.

Să începem să stăpânim această metodă cu exemple.

Exemplul 4

C + HNO3 = CO2 + NO2 + H2O

metoda echilibrului electronic.

Soluţie. Să începem prin a determina stările de oxidare (fă-o singur!). Vedem că în timpul procesului două elemente își schimbă stările de oxidare: C (de la 0 la +4) și N (de la +5 la +4).

Este evident că carbonul este un agent reducător (oxidat) și azotul (+5) (în compoziție acid azotic) este un agent oxidant (redus). Apropo, daca ati identificat corect agentul oxidant si in-telul, aveti deja garantat 1 punct pentru problema N 36!

Acum începe distracția. Să scriem așa-zisul semireacții de oxidare și reducere:

Atomul de carbon cedează 4 electroni, atomul de azot câștigă 1 electron.Numărul de electroni dat nu este egal cu numărul de electroni primiți. Asta e rău! Situația trebuie corectată.

Să „înmulțim” prima jumătate de reacție cu 1, iar a doua cu 4.

Acum totul este bine: pentru un atom de carbon (dând 4 e) există 4 atomi de azot (fiecare ia câte un e). Numărul de electroni dat este egal cu numărul de electroni primiți!

Ceea ce tocmai am scris se numește de fapt balanță electronică. Dacă scrieți corect acest echilibru la un adevărat Unified State Exam la chimie, vi se garantează încă 1 punct pentru problema C1.

Ultima etapă: rămâne să transferăm coeficienții obținuți în ecuația de reacție. Inainte de formulele C si CO 2 nu schimbam nimic (de vreme ce coeficientul 1 nu este pus in ecuatie), inainte de formulele HNO 3 si NO 2 punem patru (deoarece numarul de atomi de azot din partea stanga si dreapta din ecuație ar trebui să fie egală cu 4):

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + H2O.

Rămâne de făcut o ultimă verificare: vedem că numărul de atomi de azot este același în stânga și în dreapta, același lucru este valabil și pentru atomii de C, dar există încă probleme cu hidrogenul și oxigenul. Dar totul este ușor de reparat: punem un coeficient de 2 în fața formulei H 2 O și obținem răspunsul final:

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.

Asta e tot! Problema este rezolvată, coeficienții sunt stabiliți și obținem încă un punct pentru ecuația corectă. Rezultat: 3 puncte pentru o problemă perfect rezolvată C 1. Felicitări pentru asta!

Exemplul 5. Aranjați coeficienții în ecuația de reacție

NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + H 2 O

metoda echilibrului electronic.

Soluţie. Aranjați singur stările de oxidare ale tuturor elementelor. Vedem că în timpul procesului două elemente își schimbă stările de oxidare: S (de la +6 la -2) și I (de la -1 la 0).

Sulful (+6) (în acid sulfuric) este un agent de oxidare, iar iodul (-1) în Nal este un agent reducător. În timpul reacției, I(-1) este oxidat, S(+6) este redus.

Notăm semireacțiile de oxidare și reducere:

fi atent la punct important: Există doi atomi într-o moleculă de iod. „Jumătate” din moleculă nu poate participa la reacție, așa că în ecuația corespunzătoare scriem nu I, ci tocmai I 2.

Să „înmulțim” prima jumătate de reacție cu 4, iar a doua cu 1.

Balanța este construită, pentru fiecare 8 electroni dați sunt primiți 8 electroni.

Transferăm coeficienții în ecuația de reacție. Înainte de formula I 2 punem 4, înainte de formula H 2 S ne referim la coeficientul 1 - acest lucru, cred, este evident.

NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O

Dar pot apărea și alte întrebări. În primul rând, ar fi incorect să punem un patru în fața formulei NaI. Într-adevăr, deja în semireacția de oxidare în sine, simbolul I este precedat de un coeficient de 2. În consecință, nu 4, ci 8 ar trebui să fie scris în partea stângă a ecuației!

8NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O

În al doilea rând, într-o astfel de situație, absolvenții pun adesea un coeficient de 1 în fața formulei acidului sulfuric. Ei motivează astfel: „În semireacția de reducere, a fost găsit un coeficient de 1, acest coeficient se referă la S, ceea ce înseamnă că formula acidului sulfuric trebuie să fie precedată de o unitate.”

Acest raționament este greșit! Nu toți atomii de sulf și-au schimbat starea de oxidare; unii dintre ei (în compoziția Na 2 SO 4 ) și-au păstrat starea de oxidare +6. Acești atomi nu sunt luați în considerare în balanța electronică și coeficientul 1 nu are nicio legătură cu ei.

Toate acestea însă nu ne vor împiedica să ducem decizia la bun sfârşit. Este important doar să înțelegem că în discuțiile ulterioare nu ne mai bazăm pe balanța electronică, ci pur și simplu pe bun simț. Așadar, vă reamintesc că coeficienții pentru H 2 S, NaI și I 2 sunt „înghețați” și nu pot fi modificați. Dar restul - este posibil și necesar.

În partea stângă a ecuației sunt 8 atomi de sodiu (în NaI), în dreapta sunt doar 2 atomi până acum. Punem un factor de 4 în fața formulei sulfatului de sodiu:

8NaI + H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4I2 + H2O.

Abia acum puteți egaliza numărul de atomi S. Există 5 dintre ei în dreapta, prin urmare, trebuie să puneți un coeficient de 5 în fața formulei acidului sulfuric:

8NaI + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4I2 + H2O.

Ultima problemă: hidrogenul și oxigenul. Ei bine, cred că tu însuți ai ghicit că lipsește coeficientul 4 în fața formulei apei din partea dreaptă:

8NaI + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4I2 + 4H2O.

Verificăm totul cu atenție din nou. Da totul este corect! Problema a fost rezolvată, am primit cele 3 puncte care ne cuveneau.

Deci, în exemplele 4 și 5 am discutat în detaliu algoritm pentru rezolvarea problemei C1. Soluția dvs. la o problemă reală de examen trebuie să includă următoarele puncte:

• 1) stările de oxidare ale TUTUROR elementelor;
• 2) indicarea agentului de oxidare și a agentului reducător;
• 3) schema de echilibru electronic;
• 4) ecuația reacției finale cu coeficienți.

Câteva comentarii despre algoritm.

1. Trebuie indicate stările de oxidare ale tuturor elementelor din stânga și din dreapta ecuației. Toată lumea, nu doar agentul oxidant și agentul reducător!

2. Agentul oxidant și agentul reducător trebuie să fie indicate clar și clar: elementul X (+...) din compoziție... este un agent oxidant și este redus; elementul Y(...) din compoziție... este un agent reducător și se oxidează. Nu toată lumea va putea descifra inscripția cu scris de mână mic „ok. all” sub formula acidului sulfuric ca „sulful (+6) în compoziția acidului sulfuric este un agent oxidant, redus”.

Nu vă zgâriți cu litere! Nu puneți un anunț în ziar: „Cameră led cu toate facilitățile”.

3. Diagrama echilibrului electronic este doar o diagramă: două semireacții și coeficienții corespunzători.

4. Nimeni nu are nevoie de explicații detaliate despre exact modul în care ați plasat coeficienții în ecuația de la examenul de stat unificat. Este necesar doar ca toate numerele să fie corecte, iar înregistrarea în sine să fie făcută cu o scriere de mână lizibilă. Asigurați-vă că vă verificați de mai multe ori!

Și încă o dată în ceea ce privește evaluarea sarcinii C1 la examenul unificat de stat în chimie:

• 1) determinarea agentului oxidant (agenți oxidanți) și a agentului reducător (agenți reducători) - 1 punct;
• 2) schema de echilibru electronic cu coeficienti corecti - 1 punct;
• 3) ecuația reacției de bază cu toți coeficienții - 1 punct.

Rezultat: 3 puncte pentru rezolvarea completă a problemei nr. 36.

Sunt sigur că înțelegeți care este ideea din spatele metodei echilibrului electronic. Am înțeles în termeni de bază cum este construită soluția exemplului C1. În principiu, totul nu este atât de dificil!

Din păcate, la un adevărat examen de stat unificat la chimie apare următoarea problemă: ecuația reacției în sine nu este dată în întregime. Adică, partea stângă a ecuației este prezentă, dar în dreapta fie nu există nimic, fie este indicată formula unei substanțe. Va trebui să completezi singur ecuația, pe baza cunoștințelor tale, și abia apoi să începi aranjarea coeficienților.

Acest lucru poate fi destul de dificil. Nu există rețete universale pentru scrierea ecuațiilor. În partea următoare vom discuta această problemă mai detaliat și vom analiza exemple mai complexe.

Copyright Repetitor2000.ru, 2000-2015

Reacții redox

Pentru finalizarea corectă a sarcinii veți primi 2 puncte. Durează aproximativ 10-15 minute.

Pentru a finaliza sarcina 30 la chimie trebuie să:

• stii ce este
• să fie capabil să scrie ecuații ale reacțiilor redox