El tema de la lección es "Reacciones de oxidación-reducción".
Objetivos:
Educativo:pfamiliarizar a los estudiantes con una nueva clasificación de reacciones químicas basada en cambios en los estados de oxidación de los elementos: reacciones de oxidación-reducción (ORR).Formar un concepto sobre oxidativamente - restaurativoreacciones, como reacciones químicas basadas en cambios en el estado de oxidación de los elementos. Dé los conceptos de “agente oxidante” y “agente reductor”. Caracterizar la unidad y continuidad de los procesos de oxidación y reducción., enseñe a los estudiantes a ordenar coeficientes utilizando el método del balance electrónico.
Educativo:pContinuar desarrollando las habilidades para componer ecuaciones de reacciones químicas. Contribuir a ampliar los horizontes de los estudiantes, desarrollando habilidades en la aplicación de los conocimientos adquiridos para explicar los fenómenos del mundo circundante.Continuar el desarrollo del pensamiento lógico, las habilidades de análisis y comparación.Mejorar las habilidades prácticas para trabajar con equipos de laboratorio y reactivos químicos; Complementar el conocimiento de los estudiantes sobre las reglas de trabajo en el laboratorio de química. Desarrollar la capacidad de observar y sacar conclusiones.
Educativo: desde contribuir a la formación de una cultura de comunicación interpersonal mediante el ejemplo de la capacidad de escucharse unos a otros, hacerse preguntas, analizar las respuestas de los compañeros, predecir el resultado del trabajo y evaluar el propio trabajo.Formar la cosmovisión científica de los estudiantes y mejorar las habilidades laborales.
Tipo de lección: aprendiendo nuevo material.
Objetivos didácticos:Crear las condiciones para la conciencia y comprensión de un bloque de nueva información educativa.
Formato de lección: lección - discusión con elementos del aprendizaje basado en problemas.
Métodos de enseñanza:explicativo - ilustrativo, problemático, parcialmente exploratorio.
durante las clases
Organizar el tiempo.
Viaje al pasado:
Maestro: En el siglo III a.C. En la isla de Rodas, se construyó un monumento en forma de una enorme estatua de Helios (los griegos tienen el dios del sol, el grandioso diseño y la perfecta ejecución del Coloso de Rodas, una de las maravillas del mundo). sorprendió a todos los que la vieron (mostrando el coloso en la diapositiva). No sabemos con certeza cómo era la estatua, pero se sabe que estaba hecha de bronce y alcanzaba una altura de unos 33 m. Fue creado por el escultor Haret y su construcción tardó 12 años. El caparazón de bronce estaba sujeto a un marco de hierro. La estatua hueca comenzó a construirse desde abajo y, a medida que crecía, se fue llenando de piedras para hacerla más estable. Unos 50 años después de completarse la construcción, el Coloso se derrumbó. Durante el terremoto se rompió a la altura de las rodillas. Los científicos creen que la causa de la fragilidad de este milagro fue la corrosión del metal, y el proceso de corrosión se basa en reacciones redox.Anota el tema de la lección en tu cuaderno: “Oxidativo- restaurativo reacciones."
Entonces, hoy en la lección nos familiarizaremos con las reacciones redox y descubriremos cuál es la diferencia entre reacciones metabólicas y reacciones redox. Aprendamos a identificar el agente oxidante y el agente reductor en las reacciones. Aprendamos a diagramar los procesos de dar y recibir electrones.
Actualización de conocimientos.
Para empezar, recordemos qué es el número de oxidación y cómo se determina el número de oxidación en sustancias simples y complejas.
El número de oxidación es la carga condicional de un átomo en un compuesto. El estado de oxidación coincide con la valencia, pero a diferencia de la valencia, el estado de oxidación es negativo.
Reglas para determinar los estados de oxidación:
1. Los átomos libres y las sustancias simples tienen un estado de oxidación 0:
nah 2 , norte 2 , S, Al, F 2 .
2. Los metales en todos los compuestos tienen un estado de oxidación positivo (su valor máximo es igual al número del grupo):
a) para metales del subgrupo principal del grupo I +1;
b) para metales del subgrupo principal del grupo II +2;
c) el aluminio tiene +3.
3. En los compuestos, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2
(excepciónoh +2 F 2 y peróxidos:h 2 oh 2 -1 ; k 2 oh 2 -1 ).
4. En compuestos con no metales, el hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 y con metales -1.
5. En los compuestos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos es 0.
h +1 CL -1 h 2 +1 S -2 h 2 +1 S +6 oh 4 -2
1 - 1 = 0 (2 1) - 2 = 0 (1 2) + 6 - (2 4) = 0
Estudiando un nuevo tema.
En octavo grado conociste las reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.Esta clasificación de reacciones químicas se basa en el número y composición de las sustancias iniciales y resultantes. Consideremos las reacciones químicas desde el punto de vista de la oxidación (donación de electrones) y la reducción (ganancia de electrones) de átomos de elementos. Sobre los signos de los elementos químicos indicaremos sus estados de oxidación.
¿Cambiaron los estados de oxidación de los elementos en estas reacciones?
En la primera ecuación, los estados de oxidación de los elementos no cambiaron, pero en la segunda sí cambiaron para el cobre y el hierro.
La segunda reacción es una reacción redox.
Las reacciones que resultan en cambios en los estados de oxidación de los elementos que forman los reactivos y los productos de reacción se llaman reacciones redox ( ).
En las reacciones redox, los electrones se transfieren de un átomo, molécula o ion a otro. El proceso de ceder electrones se llamaoxidación .
h 2 0 - 2ē 2H + 2 dormitorios - - 2ē Br. 2 0 S -2 - 2ēS 0
El proceso de adición de electrones se llamarecuperación :
Minnesota +4 + 2ē Minnesota +2 S 0 + 2ē S -2 cr +6 +3ē cr +3
Los átomos o iones que ganan electrones en una reacción dada sonagentes oxidantes , y que donan electrones -restauradores .
Elaboración de ecuaciones de reacciones redox.
Hay dos métodos para componer reacciones redox: el método del balance electrónico y el método de la semirreacción. Aquí lo veremos.
En este método se comparan los estados de oxidación de los átomos en las sustancias de partida y en los productos de reacción, y nos guiamos por la regla: el número de electrones donados por el agente reductor debe ser igual al número de electrones añadidos por el oxidante. agente.
Para crear una ecuación, necesitas conocer las fórmulas de los reactivos y los productos de reacción. Veamos este método con un ejemplo.
Algoritmo para compilar ecuaciones OVR mediante el método de balanza electrónica:
Elabora un diagrama de la reacción.
Alabama + HCl → AlCl 3 + h 2
Determinar los estados de oxidación de los elementos en los reactivos y productos de reacción.
Alabama 0 +H +1 CL -1 → Al +3 CL 3 -1 +H 2 0
Determine si la reacción es redox o si ocurre sin cambiar los estados de oxidación de los elementos.
Esta reacción es OVR
Subraya los elementos cuyos estados de oxidación cambian.
Alabama 0 + h +1 CL -1 → Alabama +3 CL 3 -1 + h 2 0
Determine qué elemento se oxida (su estado de oxidación aumenta) y qué elemento se reduce (su estado de oxidación disminuye) durante la reacción.
Alabama 0 → Alabama +3 oxida
h +1 → h 2 0 está siendo restaurado
En el lado izquierdo del diagrama, use flechas para indicar el proceso de oxidación (desplazamiento de electrones de un átomo elemento) y el proceso de reducción (desplazamiento de electrones a un átomo elemento).
Alabama 0 – 3 ē →Alabama +3 proceso de oxidación
2 h +1 + 2 ē →h 2 0 proceso de recuperación
Defina un agente reductor y un agente oxidante.
Alabama 0 – 3 ē →Alabama +3 agente reductor
2 h +1 + 2 ē →h 2 0 oxidante
Equilibre el número de electrones entre el agente oxidante y el agente reductor.
Alabama 0 – 3 → Al +3
2H +1 + 2 ē → H 2 0
Determine los coeficientes para el agente oxidante y el agente reductor, los productos de oxidación y reducción.
Alabama 0 – 3 → Al +3
x2
2H +1 + 2 ē → H 2 0
x3
Coloque los coeficientes delante de las fórmulas del agente oxidante y del agente reductor.
2 Al+ 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 h 2
Comprueba la ecuación de reacción.
Contamos el número de átomos a la derecha y a la izquierda; si hay números iguales, hemos igualado la ecuación.
Consolidación.
№1. Determinar el grado de oxidación de los átomos de elementos químicos utilizando las fórmulas de sus compuestos:h 2 S, oh 2 , Nueva Hampshire 3 , H NO 3 , fe, k 2 cr 2 oh 7
№2. Determine qué sucede con el estado de oxidación del azufre durante las siguientes transiciones:h 2 S → ENTONCES 2 → ENTONCES 3
№3. Ordenar los coeficientes en CHR utilizando el método de balanza electrónica, indicar los procesos de oxidación (reducción), agente oxidante (agente reductor); Escribe las reacciones en forma completa e iónica:
A) Zn + HCl = H 2 +ZnCl 2
B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 +Cu
№4.
Son dadosesquemaecuacionesreacciones:
CONEstados Unidos + HNO 3
(
diluido) = Cu(NO 3
)
2
+ S + NO + H 2
oh
K+H 2
O = KOH + H 2
Ordene los coeficientes en las reacciones utilizando el método del equilibrio electrónico.
Indique la sustancia - un agente oxidante y una sustancia - un agente reductor.
Tarea: p 1, ejercicio 1, 6 página 7.
De vuelta atras
¡Atención! Las vistas previas de diapositivas tienen únicamente fines informativos y es posible que no representen todas las características de la presentación. Si está interesado en este trabajo, descargue la versión completa.
Libro de texto: Rudzitis G.E., Feldman F.G. Química: libro de texto para noveno grado de instituciones educativas / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – 12ª ed. – M.: Educación, JSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. – 191 p.
Objetivo: Formar la comprensión de los estudiantes sobre los procesos redox y su mecanismo.
Resultados previstos
Sujeto:
Durante el trabajo, los estudiantes
adquirirá
- la capacidad de analizar y evaluar objetivamente situaciones de la vida relacionadas con la química, habilidades para el manejo seguro de sustancias utilizadas en la vida cotidiana; la capacidad de analizar y planificar comportamientos respetuosos con el medio ambiente con el fin de preservar la salud y el medio ambiente
- la capacidad de establecer conexiones entre fenómenos y procesos químicos realmente observados, explicar las razones de la diversidad de sustancias, la dependencia de las propiedades de las sustancias de su estructura;
Dominar el enfoque científico para elaborar la ecuación de reacciones redox.
Metasujeto
Durante el trabajo, los estudiantes será capaz
- definir conceptos, crear generalizaciones, establecer analogías, clasificar, seleccionar de forma independiente motivos y criterios para la clasificación, establecer relaciones de causa y efecto, construir razonamientos lógicos, inferencias (inductivas, deductivas y por analogía) y sacar conclusiones;
- crear, aplicar y transformar signos y símbolos, modelos y diagramas para resolver problemas educativos y cognitivos;
- Aplicar el pensamiento ecológico en la práctica cognitiva, comunicativa, social y en la orientación profesional.
Personal
Durante el trabajo, los estudiantes adquirirá
- los fundamentos de la cultura ecológica correspondientes al nivel moderno de pensamiento ambiental, la experiencia de actividades reflexivas, evaluativas y prácticas orientadas al medio ambiente en situaciones de la vida;
2.1. Reacción química. Condiciones y signos de reacciones químicas. Ecuaciones químicas.
2.2. Clasificación de reacciones químicas según cambios en los estados de oxidación de elementos químicos.
2.6. Reacciones redox. Agente oxidante y agente reductor.
Habilidades y actividades evaluadas por KIM GIA
saber/comprender
- símbolos químicos: fórmulas de sustancias químicas, ecuaciones de reacciones químicas
- los conceptos químicos más importantes: estado de oxidación, agente oxidante y agente reductor, oxidación y reducción, principales tipos de reacciones en química inorgánica
1.2.1. rasgos característicos de los conceptos químicos más importantes
1.2.2. sobre la existencia de relaciones entre los conceptos químicos más importantes
Componer
2.5.3. ecuaciones de reacciones químicas.
Forma de impartición: lección sobre el uso de las TIC, incluidas formas individuales y pareadas de organización de las actividades educativas y cognitivas de los estudiantes.
Duración de la sesión de entrenamiento: 45 minutos.
Uso de tecnologías educativas: método de enseñanza heurístico, aprendizaje colaborativo.
durante las clases
I. Problematización, actualización, motivación – 10 min.
Conversación frontal
- ¿Qué son los átomos y los iones?
- ¿Cuál es la diferencia?
- ¿Qué son los electrones?
- ¿Qué es el estado de oxidación?
- ¿Cómo se calcula el número de oxidación?
En la pizarra se pide a los estudiantes que ubiquen los estados de oxidación de las siguientes sustancias:
Сl 2 O 7, SO 3, H 3 PO 4, P 2 O 5, Na 2 CO 3, CuSO 4, Cl 2, HClO 4, K 2 Cr 2 O 7, Cr 2 (SO 4) 3, Al(NO 3) 3, CaSO 4,
NaMnO 4, MnCl 2, HNO 3, N 2, N 2 O, HNO 2, H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2
II. Aprender material nuevo. La explicación del profesor. 15 minutos.
Conceptos básicos (diapositiva 2):
Reacciones redox- Son reacciones en las que cambian los estados de oxidación de dos elementos, uno de los cuales es un agente reductor y el otro es un agente oxidante.
Agente reductor- este es el elemento que cede electrones durante la reacción y se oxida a su vez.
oxidante- este es el elemento que acepta electrones durante la reacción y a su vez se reduce
Reglas para componer ecuaciones redox.(diapositiva 3)
1. Escriba la ecuación de reacción (diapositiva 4).
CuS+HNO3 ->Cu(NO3)2 + S + NO+H2O
2. Ordenemos los estados de oxidación de todos los elementos.
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
3. Resaltemos los elementos que han cambiado sus estados de oxidación.
Cu +2 S -2 +H +1 N +5 O -2 3 -> Cu +2 (N +5 O -2 3) -1 2 + S 0 + N +2 O -2 +H +1 2 O -2
Vemos que como resultado de la reacción, los estados de oxidación de dos elementos cambiaron:
- azufre (S) cambiado completamente (de – 2 antes 0 )
- nitrógeno (norte) cambiado parcialmente (de +5 antes +2 cambiado), algunos permanecieron +5
4. Anotamos aquellos elementos que han cambiado de estado de oxidación y mostramos la transición de electrones (diapositiva 5).
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + S 0 + N +2 O+H 2 O
S -2 - 2e S 0
5. Construyamos una balanza electrónica y encontremos los coeficientes.
6. Sustituyamos en la ecuación los coeficientes encontrados en la balanza (los coeficientes se establecen para sustancias cuyos elementos han cambiado su estado de oxidación) (diapositiva 6).
CuS -2 +HN +5 O 3 -> Cu(N +5 O 3) 2 + 3 S0+ 2 N+2O+H2O
7. Entreguemos los coeficientes que faltan usando el método de ecualización.
3CuS -2 +8HN +5 O 3 -> 3Cu(N +5 O 3) 2 + 3S 0 + 2N +2 O+4H 2 O
8. Usando oxígeno, verifiquemos la exactitud de la ecuación (diapositiva 7).
Antes de la reacción del oxígeno 24 átomos = Después de la reacción del oxígeno 24 átomos
9. Identificar el agente oxidante y el agente reductor y los procesos - oxidación y reducción.
S -2 (en CuS) es un agente reductor porque dona electrones
norte+5 (en HNO 3) es un agente oxidante, porque dona electrones
III. Consolidación del material estudiado (25 min)
Se pide a los estudiantes que completen la tarea en parejas.
Tarea 1. 10 min. (diapositiva 8)
Se pide a los estudiantes que creen una ecuación de reacción de acuerdo con el algoritmo.
Mg+H2SO4 -> MgSO4 + H2S + H2O
Comprobando el trabajo
4Mg 0 +5H 2 +1 S +6 O 4 -2 -> 4Mg +2 S +6 O 4 -2 + H 2 +1 S -2 + 4H 2 +1 O -2
| Transición mi – | Número de electrones | CON | Impares |
| 2 | 4 | ||
 |
1 |
Tarea 2. 15 min. (diapositivas 9, 10)
Se pide a los estudiantes que completen prueba(en parejas). Los elementos de la prueba se revisan y clasifican en la pizarra.
Pregunta número 1
¿Qué ecuación corresponde a una reacción redox?
- CaCO 3 = CaO + CO 2
- BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl
- Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
- Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3
Pregunta número 2
En la ecuación de reacción 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3, el coeficiente delante de la fórmula del agente reductor es igual a
Pregunta número 3
En la ecuación de reacción 5Ca + 12HNO 3 = 5Ca(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O el agente oxidante es
- Ca(NO3)2
- HNO3
- H2O
Pregunta número 4
¿Cuál de los esquemas propuestos corresponderá al reductor?
- S 0 > S -2
- S +4 -> S +6
- S -2 > S -2
- S +6 -> S +4
Pregunta número 5
En la ecuación de reacción 2SO 2 + O 2 -> 2 SO 3 azufre
- oxida
- está siendo restaurado
- ni oxidado ni reducido
- tanto oxida como reduce
Pregunta número 6
¿Qué elemento es el agente reductor en la ecuación de reacción?
2KClO3 -> 2KCl + 3O2
- potasio
- oxígeno
- hidrógeno
Pregunta número 7
Esquema Br -1 -> Br +5 corresponde al elemento
- agente oxidante
- restaurador
- Tanto un agente oxidante como un agente reductor.
Pregunta número 8
El ácido clorhídrico es el agente reductor en la reacción.
- PbO 2 + 4HCl = PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
- Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
- PbO + 2HCl = PbCl 2 + H 2 O
- Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl+ CO 2 + H 2 O
Respuestas a las preguntas del examen..
número de pregunta 1 2 3 4 5 6 7 8 respuesta 3 1 3 2 1 3 2 1
Tarea: párrafo 5 ej. 6,7,8 pág.22 (libro de texto).
La lección examina la esencia de las reacciones redox y su diferencia con las reacciones de intercambio iónico. Se explican los cambios en los estados de oxidación del agente oxidante y del agente reductor. Se introduce el concepto de balanza electrónica.
Tema: reacciones redox
Lección: Reacciones Redox
Considere la reacción del magnesio con el oxígeno. Anotamos la ecuación de esta reacción y ordenamos los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos:
Como puede verse, los átomos de magnesio y oxígeno en los materiales de partida y productos de reacción tienen diferentes estados de oxidación. Anotemos diagramas de los procesos de oxidación y reducción que ocurren con los átomos de magnesio y oxígeno.
Antes de la reacción, los átomos de magnesio tenían un estado de oxidación cero, después de la reacción - +2. Así, el átomo de magnesio ha perdido 2 electrones:
El magnesio dona electrones y se oxida, lo que significa que es un agente reductor.
Antes de la reacción, el estado de oxidación del oxígeno era cero y después de la reacción pasó a ser -2. Así, el átomo de oxígeno se añadió 2 electrones a sí mismo:
El oxígeno acepta electrones y él mismo se reduce, lo que significa que es un agente oxidante.
Anotemos el esquema general de oxidación y reducción:
El número de electrones dados es igual al número de electrones recibidos. Se mantiene el saldo electrónico.
EN reacciones redox Se producen procesos de oxidación y reducción, lo que significa que cambian los estados de oxidación de los elementos químicos. Este es un sello reacciones redox.
Las reacciones redox son reacciones en las que los elementos químicos cambian su estado de oxidación.
Veamos ejemplos específicos de cómo distinguir una reacción redox de otras reacciones.
1. NaOH + HCl = NaCl + H2O
Para decir si una reacción es redox, es necesario asignar los valores de los estados de oxidación de los átomos de los elementos químicos.
1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2
1. NaOH + HCl = NaCl + H2O
Tenga en cuenta que los estados de oxidación de todos los elementos químicos a la izquierda y a la derecha del signo igual permanecen sin cambios. Esto significa que esta reacción no es redox.
4 +1 0 +4 -2 +1 -2
2. CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Como resultado de esta reacción, los estados de oxidación del carbono y el oxígeno cambiaron. Además, el carbono aumentó su estado de oxidación y el oxígeno disminuyó. Anotemos los esquemas de oxidación y reducción:
C -8e = C - proceso de oxidación
О +2е = О - proceso de recuperación
De modo que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, es decir en conjunto con balance electrónico, es necesario multiplicar la segunda semirreacción por un factor de 4:
C -8e = C - agente reductor, se oxida
O +2e = O 4 agente oxidante, reducido
El agente oxidante acepta electrones durante la reacción, bajando su estado de oxidación, se reduce.
El agente reductor cede electrones durante la reacción, aumentando su estado de oxidación, se oxida.
1. Mikityuk A.D. Colección de problemas y ejercicios de química. 8-11 grados / A.D. Mikityuk. - M.: Editorial. "Examen", 2009. (p.67)
2. Orzhekovsky P.A. Química: 9º grado: libro de texto. para educación general establecimiento / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)
3. Rudzitis G.E. Química: inorgánica. química. Organo. química: libro de texto. para noveno grado. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educación, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. (§5)
4. Khomchenko I.D. Colección de problemas y ejercicios de química para bachillerato. - M.: RIA “Nueva Ola”: Editorial Umerenkov, 2008. (p.54-55)
5. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed. VIRGINIA. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (págs. 70-77)
Recursos web adicionales
1. Una colección unificada de recursos educativos digitales (experiencias en video sobre el tema) ().
2. Una colección unificada de recursos educativos digitales (tareas interactivas sobre el tema) ().
3. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().
Tarea
1. No. 10.40 - 10.42 de la “Colección de problemas y ejercicios de química para la escuela secundaria” de I.G. Khomchenko, 2ª ed., 2008
2. La participación en la reacción de sustancias simples es un signo seguro de una reacción redox. Explicar por qué. Escriba las ecuaciones para las reacciones de compuestos, sustitución y descomposición que involucran oxígeno O 2.
Lección en noveno grado sobre el tema:
“REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (ORR)”
CDC
Educando: Crear condiciones para fomentar la actividad y la independencia en el estudio de este tema, así como la capacidad de trabajar en grupo y la capacidad de escuchar a los compañeros.
De desarrollo: continuar el desarrollo del pensamiento lógico, habilidades para observar, analizar y comparar, encontrar relaciones de causa y efecto, sacar conclusiones, trabajar con algoritmos y desarrollar interés en el tema.
Educativo:
- consolidar los conceptos de “grado de oxidación”, procesos de “oxidación”, “reducción”;
- consolidar habilidades en la elaboración de ecuaciones de reacciones redox utilizando el método del equilibrio electrónico;
- Enseñar a predecir los productos de reacciones redox.
DURANTE LAS CLASES:
- Organizar el tiempo.
- Actualización de conocimientos.
- ¿Qué reglas para determinar el grado de átomos de elementos químicos conoces? (diapositiva 1)
- Completa la tarea (diapositiva 2)
- Complete la autoprueba (diapositiva 3)
- Aprender material nuevo.
- Completa la tarea (diapositiva 4)
Determine qué sucede con el estado de oxidación del azufre durante las siguientes transiciones:
A) H 2 S → ASI 2 → ASI 3
B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
¿Qué conclusión se puede sacar tras completar la segunda cadena genética?
¿En qué grupos se pueden clasificar las reacciones químicas según los cambios en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos?
- Comprobemos (diapositiva 5).
- Concluimos: Según el cambio en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos que participan en una reacción química, se distinguen reacciones: con cambio de CO y sin cambio de CO.
- Entonces, definamos el tema de la lección.REACCIONES REDOX (ORR).
- Anotamos la definición.
OVR – reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos,
Que contienen reactivos
- Intentemos resolverlo: ¿cuál es la peculiaridad de los procesos de oxidación y reducción de elementos durante la formación de un enlace iónico, usando el ejemplo de una molécula de fluoruro de sodio?
Observa atentamente el diagrama y responde las preguntas:
- ¿Qué se puede decir sobre la integridad del nivel externo de los átomos de flúor y sodio?
- ¿Qué átomo es más fácil de aceptar y cuál es más fácil de ceder electrones de valencia para completar el nivel exterior?
- ¿Cómo se puede formular la definición de oxidación y reducción?
Es más fácil para un átomo de sodio ceder un electrón antes de completar su nivel exterior (que aceptar de 7 ē a ocho, es decir, hasta completarlo)., por tanto, dona su electrón de valencia al átomo de flúor y le ayuda a completar su nivel exterior, a la vez que es agente reductor, oxida y aumenta su CO2. Al átomo de flúor le resulta más fácil, como elemento más electronegativo, aceptar 1 electrón para completar su nivel exterior; toma un electrón del sodio, al mismo tiempo que se reduce, bajando su CO y siendo un agente oxidante.
"Oxidizer como un villano notorio
Como un pirata, bandido, agresor, Barmaley.
Quita electrones, ¡y está bien!
Habiendo sufrido daños, restaurador.
Exclama: “¡Aquí estoy, ayuda!
¡Devuélveme mis electrones!
Pero nadie ayuda y daña.
No reembolsa..."
- Anotar definiciones
El proceso por el cual un átomo cede electrones se llama oxidación.
Un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación se oxida y se llamaagente reductor.
El proceso por el cual un átomo acepta electrones se llamarestauracion.
Un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación se reduce y se llama agente oxidante.
- RANGO DE COEFICIENTES EN OVR UTILIZANDO EL MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO
Muchas reacciones químicas se pueden igualar simplemente seleccionando coeficientes.
Pero a veces surgen complicaciones en las ecuaciones de reacciones redox. Para fijar los coeficientes se utiliza el método del balance electrónico.
te sugiero que miresANIMACIÓN
Estudie el algoritmo para compilar ecuaciones OVR utilizando el método de balanza electrónica (Apéndice 1).
- Consolidación
Organizar los coeficientes en UHR.
Al 2 O 3 +H 2 =H 2 O+Al por método de balance electrónico, indicar los procesos de oxidación (reducción), agente oxidante (agente reductor), realizar una autoprueba.
- Reflexión
Responda las preguntas de la tabla “Preguntas al alumno” (Anexo 2).
- Resumiendo la lección. DZ
- Calificación comentada.
- Tarea: completar la autoevaluación (Apéndice 3)
Avance:
Para utilizar vistas previas de presentaciones, cree una cuenta de Google e inicie sesión en ella: https://accounts.google.com
Títulos de diapositivas:
Reacciones de oxidación-reducción (ORR)
Reglas para calcular el estado de oxidación (CO) de los elementos:
Determine los estados de oxidación de los átomos de elementos químicos utilizando las fórmulas de sus compuestos: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7 Complete la tarea
1 -2 0 -3 +1 +1 +5 -2 H 2 S O 2 NH 3 HNO 3 0 +1 +7 -2 Fe K 2 Cr 2 O 7 Realice la autoprueba
Determine qué sucede con el estado de oxidación del azufre durante las siguientes transiciones: A) H 2 S → SO 2 → SO 3 B) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3 ¿Qué conclusión se puede sacar después de completar la segunda cadena genética? ? ¿En qué grupos se pueden clasificar las reacciones químicas según los cambios en el estado de oxidación de los átomos de los elementos químicos? Completa la tarea
A) H 2 S -2 → S +4 O 2 → S +6 O 3 B) S +4 O 2 → H 2 S +4 O 3 → Na 2 S +4 O 3 En la primera cadena de transformaciones, el azufre aumenta su CO de (-2) a (+6). En la segunda cadena, el estado de oxidación del azufre no cambia. Comprobación
Las reacciones de oxidación-reducción (ORR) son reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que forman los reactivos. Anotemos la definición.
Formación de un enlace iónico, usando el ejemplo de una molécula de fluoruro de sodio.
¿Qué se puede decir sobre la integridad del nivel externo de los átomos de flúor y sodio? ¿Qué átomo es más fácil de aceptar y cuál es más fácil de ceder electrones de valencia para completar el nivel exterior? ¿Cómo se puede formular la definición de oxidación y reducción? Responde a las preguntas
La oxidación es el proceso de cesión de electrones por parte de un átomo. Un agente oxidante es un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación durante la reacción y se reduce. Un agente reductor es un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación; se oxida durante la reacción. La reducción es el proceso por el cual un átomo acepta electrones. Anotemos las definiciones.
1. Mira la animación. 2. Estudie el algoritmo para compilar ecuaciones OVR utilizando el método de balanza electrónica (en la carpeta). RANGO DE COEFICIENTES EN OVR UTILIZANDO EL MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO
Organice los coeficientes en el UHR Al 2 O 3 + H 2 = H 2 O + Al usando el método de equilibrio electrónico, indique los procesos de oxidación (reducción), agente oxidante (agente reductor), realice una autoprueba. Consolidación
Responda las preguntas de la tabla “Preguntas para estudiantes”. Reflexión
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Apéndice 2
Preguntas para el estudiante
Fecha_________________Clase______________________
Intenta recordar exactamente lo que escuchaste en clase y responde las preguntas formuladas:
No. | Preguntas | Respuestas |
¿Cuál fue el tema de la lección? | ||
¿Cuál fue tu objetivo durante la lección? | ||
¿Cómo trabajaban tus compañeros en clase? | ||
¿Cómo trabajaste en clase? | ||
Hoy me enteré... | ||
Me sorprendió... | ||
Ahora puedo... | ||
Me gustaría… |
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Apéndice 3
Prueba sobre el tema "REACCIONES REDOX"
Parte “A”: elija una opción de respuesta de las sugeridas
1. Las reacciones redox se llaman
A) Reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que forman las sustancias reaccionantes;
B) Reacciones que ocurren sin cambiar el estado de oxidación de los átomos que forman las sustancias que reaccionan;
B) Reacciones entre sustancias complejas que intercambian sus constituyentes
2. Un agente oxidante es...
A) Un átomo que dona electrones y baja su estado de oxidación;
B) Un átomo que acepta electrones y baja su estado de oxidación;
B) Un átomo que acepta electrones y aumenta su estado de oxidación;
D) Un átomo que dona electrones y aumenta su estado de oxidación.
3. El proceso de recuperación es un proceso...
A) Retroceso de electrones;
B) Aceptación de electrones;
B) Incrementar el estado de oxidación de un átomo.
4. Esta sustancia es sólo un agente oxidante.
A) H2S; B) H2SO4; B) Na2SO3; D) Así 2
5. Esta sustancia es sólo un agente reductor.
A) NH3; B) HNO3; B) NO 2; D)HNO2
Parte "B" - partido(Por ejemplo, A – 2)
1. Relaciona la semirreacción con el nombre del proceso.
2. Establecer una correspondencia entre la ecuación de una reacción química y su tipo.
A) 2H2 +O2 =2H2O | 1) Descomposiciones, OVR |
B) 2CuO=2Cu+O2 | 2) Conexiones, no OVR |
B) Na2O+2HCl=2NaCl+H2O | 3) Intercambio, no OVR |
D) 4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 | 4) Conexiones, OVR |
3. Establecer una correspondencia entre el átomo de fósforo en la fórmula de la sustancia y sus propiedades redox que puede exhibir.
Parte "C" - resuelve el problema
De las reacciones propuestas, seleccione solo ORR, determine los estados de oxidación de los átomos, indique el agente oxidante, el agente reductor, los procesos de oxidación y reducción, organice los coeficientes utilizando el método del equilibrio electrónico:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Fe(OH)3 = Fe2O3 +H2O
Na + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2
9.1. ¿Cuáles son las reacciones químicas?
Recordemos que a cualquier fenómeno químico de la naturaleza lo llamamos reacciones químicas. Durante una reacción química, algunos enlaces químicos se rompen y se forman otros. Como resultado de la reacción, a partir de algunas sustancias químicas se obtienen otras sustancias (ver Capítulo 1).
Mientras hacía su tarea para el § 2.5, se familiarizó con la selección tradicional de cuatro tipos principales de reacciones de todo el conjunto de transformaciones químicas, y luego también sugirió sus nombres: reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.
Ejemplos de reacciones compuestas:
C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Ejemplos de reacciones de descomposición:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Ejemplos de reacciones de sustitución:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reacciones de intercambio- reacciones químicas en las que las sustancias de partida parecen intercambiar sus partes constituyentes. |
Ejemplos de reacciones de intercambio:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (once)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
La clasificación tradicional de reacciones químicas no cubre toda su diversidad; además de los cuatro tipos principales de reacciones, también existen muchas más reacciones complejas.
La identificación de otros dos tipos de reacciones químicas se basa en la participación en ellas de dos importantes partículas no químicas: el electrón y el protón.
Durante algunas reacciones se produce una transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. En este caso, cambian los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen las sustancias de partida; de los ejemplos dados, estas son las reacciones 1, 4, 6, 7 y 8. Estas reacciones se llaman redox.
En otro grupo de reacciones, un ion hidrógeno (H+), es decir, un protón, pasa de una partícula reaccionante a otra. Este tipo de reacciones se denominan reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones.
Entre los ejemplos dados, tales reacciones son las reacciones 3, 10 y 11. Por analogía con estas reacciones, las reacciones redox a veces se denominan reacciones de transferencia de electrones. Se familiarizará con OVR en el § 2 y con KOR en los siguientes capítulos.
REACCIONES COMPUESTAS, REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN, REACCIONES DE SUSTITUCIÓN, REACCIONES DE INTERCAMBIO, REACCIONES REDOX, REACCIONES ÁCIDO-BASE.
Escriba las ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH)2 CuO + H2O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + FeFeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); metro) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Indique el tipo tradicional de reacción. Etiquete las reacciones redox y ácido-base. En reacciones redox, indique qué átomos de elementos cambian sus estados de oxidación.
9.2. Reacciones redox
Consideremos la reacción redox que ocurre en los altos hornos durante la producción industrial de hierro (más precisamente, hierro fundido) a partir de mineral de hierro:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Determinemos los estados de oxidación de los átomos que forman tanto las sustancias de partida como los productos de reacción.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Como puede ver, el grado de oxidación de los átomos de carbono aumentó como resultado de la reacción, el grado de oxidación de los átomos de hierro disminuyó y el grado de oxidación de los átomos de oxígeno se mantuvo sin cambios. En consecuencia, los átomos de carbono en esta reacción sufrieron oxidación, es decir, perdieron electrones ( oxidado), y los átomos de hierro – reducción, es decir, agregaron electrones ( recuperado) (ver § 7.16). Para caracterizar OVR, se utilizan los conceptos. oxidante Y agente reductor.
Así, en nuestra reacción los átomos oxidantes son átomos de hierro y los átomos reductores son átomos de carbono.
En nuestra reacción, el agente oxidante es óxido de hierro (III) y el agente reductor es monóxido de carbono (II).
En los casos en que los átomos oxidantes y los átomos reductores formen parte de una misma sustancia (ejemplo: reacción 6 del párrafo anterior), no se utilizan los conceptos de “sustancia oxidante” y “sustancia reductora”.
Así, los agentes oxidantes típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a ganar electrones (total o parcialmente), bajando su estado de oxidación. De las sustancias simples, se trata principalmente de halógenos y oxígeno y, en menor medida, de azufre y nitrógeno. De sustancias complejas: sustancias que contienen átomos en estados de oxidación superiores que no tienden a formar iones simples en estos estados de oxidación: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl+V), KClO 4 (Cl+VII), etc.
Los agentes reductores típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a donar total o parcialmente electrones, aumentando su estado de oxidación. Las sustancias simples incluyen hidrógeno, metales alcalinos y alcalinotérreos y aluminio. De las sustancias complejas: H 2 S y sulfuros (S –II), SO 2 y sulfitos (S +IV), yoduros (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
En general, casi todas las sustancias complejas y muchas simples pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras. Por ejemplo:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 es un agente reductor fuerte);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 es un agente oxidante débil);
C + O 2 = CO 2 (t) (C es un agente reductor);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C es un agente oxidante).
Volvamos a la reacción que comentamos al principio de esta sección.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Tenga en cuenta que como resultado de la reacción, los átomos oxidantes (Fe + III) se convirtieron en átomos reductores (Fe 0) y los átomos reductores (C + II) se convirtieron en átomos oxidantes (C + IV). Pero el CO 2 es un agente oxidante muy débil en cualquier condición, y el hierro, aunque es un agente reductor, en estas condiciones es mucho más débil que el CO. Por lo tanto, los productos de reacción no reaccionan entre sí y no se produce la reacción inversa. El ejemplo dado es una ilustración del principio general que determina la dirección del flujo del OVR:
Las reacciones redox proceden en la dirección de la formación de un agente oxidante más débil y un agente reductor más débil.
Las propiedades redox de sustancias sólo pueden compararse en condiciones idénticas. En algunos casos, esta comparación se puede hacer de forma cuantitativa.
Mientras hacía su tarea para el primer párrafo de este capítulo, se convenció de que es bastante difícil seleccionar coeficientes en algunas ecuaciones de reacción (especialmente ORR). Para simplificar esta tarea en el caso de reacciones redox, se utilizan los dos métodos siguientes:
A) método de equilibrio electrónico Y
b) método de equilibrio de iones de electrones.
Ahora aprenderá el método del balance electrónico, y el método del balance electrónico-ion generalmente se estudia en instituciones de educación superior.
Ambos métodos se basan en el hecho de que los electrones en las reacciones químicas no desaparecen ni aparecen por ningún lado, es decir, el número de electrones aceptados por los átomos es igual al número de electrones cedido por otros átomos.
El número de electrones dados y aceptados en el método del equilibrio electrónico está determinado por el cambio en el estado de oxidación de los átomos. Al utilizar este método, es necesario conocer la composición tanto de las sustancias de partida como de los productos de reacción.
Veamos la aplicación del método del saldo electrónico mediante ejemplos.
Ejemplo 1. Creemos una ecuación para la reacción del hierro con el cloro. Se sabe que el producto de esta reacción es cloruro de hierro (III). Anotemos el esquema de reacción:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos que componen las sustancias que participan en la reacción:
Los átomos de hierro ceden electrones y las moléculas de cloro los aceptan. Expresemos estos procesos. ecuaciones electronicas:
Fe – 3 mi– = Fe+III,
Cl2+2 mi –= 2Cl –I.
Para que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, la primera ecuación electrónica debe multiplicarse por dos y la segunda por tres:
| Fe – 3 mi– = Fe+III, Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
2Fe – 6 mi– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 mi– = 6Cl –I. |
Introduciendo los coeficientes 2 y 3 en el esquema de reacción, obtenemos la ecuación de reacción:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Ejemplo 2. Creemos una ecuación para la reacción de combustión del fósforo blanco en exceso de cloro. Se sabe que el cloruro de fósforo (V) se forma en estas condiciones:
| +V –yo | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Las moléculas de fósforo blanco ceden electrones (se oxidan) y las moléculas de cloro los aceptan (reducen):
| P 4 – 20 mi– = 4P+V Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 mi– = 4P+V Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
P 4 – 20 mi– = 4P+V 10Cl 2 + 20 mi– = 20Cl –I |
Los factores obtenidos inicialmente (2 y 20) tenían un divisor común, por el cual (como los futuros coeficientes en la ecuación de reacción) se dividían. Ecuación de reacción:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Ejemplo 3. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el sulfuro de hierro (II) se tuesta en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III-II | +IV-II | |||||
| + | O2 | + |
En este caso, se oxidan tanto los átomos de hierro (II) como los de azufre (–II). La composición del sulfuro de hierro (II) contiene átomos de estos elementos en una proporción de 1:1 (consulte los índices en la fórmula más simple).
Balance electrónico:
| 4 | Fe+II – mi– = Fe+III S-II-6 mi– = S+IV |
En total dan 7 mi – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Ecuación de reacción: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Ejemplo 4. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el disulfuro de hierro (II) (pirita) se tuesta en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III-II | +IV-II | |||||
| + | O2 | + |
Como en el ejemplo anterior, aquí también se oxidan los átomos de hierro (II) y los átomos de azufre, pero con el estado de oxidación I. Los átomos de estos elementos están incluidos en la composición de la pirita en una proporción de 1:2 (ver la índices en la fórmula más simple). Es en este sentido que reaccionan los átomos de hierro y azufre, lo que se tiene en cuenta a la hora de elaborar una balanza electrónica:
| Fe+III – mi– = Fe+III 2S–I – 10 mi– = 2S + IV |
En total dan 11 mi – | |
| O2+4 mi– = 2O –II |
Ecuación de reacción: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
También hay casos más complejos de ODD, algunos de los cuales te familiarizarás mientras haces tu tarea.
ÁTOMO OXIDANTE, ÁTOMO REDUCTOR, SUSTANCIA OXIDANTE, SUSTANCIA REDUCTORA, MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO, ECUACIONES ELECTRÓNICAS.
1. Confeccionar una balanza electrónica para cada ecuación OVR indicada en el texto del § 1 de este capítulo.
2. Invente ecuaciones para las ORR que descubrió al completar la tarea del § 1 de este capítulo. Esta vez, utilice el método de saldo electrónico para establecer las probabilidades. 3.Utilizando el método del balance electrónico, cree ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na2O2 + NaNa2O;
d) Al + Br2 AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
l) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
norte) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Reacciones exotérmicas. entalpía
¿Por qué ocurren las reacciones químicas?
Para responder a esta pregunta, recordemos por qué los átomos individuales se combinan en moléculas, por qué se forma un cristal iónico a partir de iones aislados y por qué se aplica el principio de mínima energía cuando se forma la capa electrónica de un átomo. La respuesta a todas estas preguntas es la misma: porque es energéticamente beneficioso. Esto significa que durante tales procesos se libera energía. Parecería que las reacciones químicas deberían ocurrir por la misma razón. De hecho, se pueden llevar a cabo muchas reacciones durante las cuales se libera energía. Se libera energía, normalmente en forma de calor.
Si durante una reacción exotérmica el calor no tiene tiempo de eliminarse, entonces el sistema de reacción se calienta.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano.
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
Se libera tanto calor que el metano se utiliza como combustible.
El hecho de que esta reacción libere calor se puede reflejar en la ecuación de reacción:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + P.
Este es el llamado ecuación termoquímica. Aquí el símbolo "+ q" significa que cuando se quema metano, se libera calor. Este calor se llama efecto térmico de la reacción.
¿De dónde viene el calor liberado?
Sabes que las reacciones químicas se rompen y forman enlaces químicos. En este caso, se rompen los enlaces entre los átomos de carbono e hidrógeno en las moléculas de CH 4, así como entre los átomos de oxígeno en las moléculas de O 2. En este caso, se forman nuevos enlaces: entre los átomos de carbono y oxígeno en las moléculas de CO 2 y entre los átomos de oxígeno y de hidrógeno en las moléculas de H 2 O. Para romper los enlaces es necesario gastar energía (ver “energía de enlace”, “energía de atomización”). ), y al formar enlaces se libera energía. Obviamente, si los “nuevos” enlaces son más fuertes que los “viejos”, entonces se liberará más energía de la que se absorberá. La diferencia entre la energía liberada y absorbida es el efecto térmico de la reacción.
El efecto térmico (cantidad de calor) se mide en kilojulios, por ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ.
Esta notación significa que se liberarán 484 kilojulios de calor si dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir dos moles de agua gaseosa (vapor de agua).
De este modo, en ecuaciones termoquímicas, los coeficientes son numéricamente iguales a las cantidades de sustancia de los reactivos y productos de reacción..
¿Qué determina el efecto térmico de cada reacción específica?
El efecto térmico de la reacción depende.
a) sobre los estados agregativos de las sustancias de partida y de los productos de reacción,
b) sobre la temperatura y
c) de si la transformación química se produce a volumen constante o a presión constante.
La dependencia del efecto térmico de una reacción del estado de agregación de las sustancias se debe al hecho de que los procesos de transición de un estado de agregación a otro (como algunos otros procesos físicos) van acompañados de la liberación o absorción de calor. Esto también se puede expresar mediante una ecuación termoquímica. Ejemplo – ecuación termoquímica para la condensación de vapor de agua:
H2O (g) = H2O (l) + P.
En las ecuaciones termoquímicas y, si es necesario, en las ecuaciones químicas ordinarias, los estados agregativos de las sustancias se indican mediante índices de letras:
(d) – gas,
(g) – líquido,
(t) o (cr) – sustancia sólida o cristalina.
La dependencia del efecto térmico de la temperatura está asociada con diferencias en las capacidades caloríficas.
Materiales de partida y productos de reacción.
Dado que el volumen del sistema siempre aumenta como resultado de una reacción exotérmica a presión constante, parte de la energía se gasta en realizar trabajo para aumentar el volumen y el calor liberado será menor que si la misma reacción ocurre a un volumen constante. .
Los efectos térmicos de las reacciones generalmente se calculan para reacciones que ocurren a volumen constante a 25 °C y se indican con el símbolo q o.
Si la energía se libera solo en forma de calor y una reacción química se desarrolla a un volumen constante, entonces el efecto térmico de la reacción ( QV) es igual al cambio energía interna(D Ud.) sustancias que participan en la reacción, pero con el signo opuesto:
Q V = – Ud..
Se entiende por energía interna de un cuerpo la energía total de las interacciones intermoleculares, los enlaces químicos, la energía de ionización de todos los electrones, la energía de enlace de los nucleones en los núcleos y todos los demás tipos de energía conocidos y desconocidos "almacenados" por este cuerpo. El signo “-” se debe a que cuando se libera calor, la energía interna disminuye. Eso es
Ud.= – QV .
Si la reacción ocurre a presión constante, entonces el volumen del sistema puede cambiar. Hacer trabajo para aumentar el volumen también requiere parte de la energía interna. En este caso
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Dónde qp– el efecto térmico de una reacción que ocurre a presión constante. De aquí
Q P = – ARRIBAV .
Un valor igual a U+PV tengo el nombre Cambio de entalpia y denotado por D h.
H=U+PV.
Por eso
Q P = – h.
Por tanto, a medida que se libera calor, la entalpía del sistema disminuye. De ahí el antiguo nombre de esta magnitud: “contenido calorífico”.
A diferencia del efecto térmico, un cambio de entalpía caracteriza una reacción independientemente de si ocurre a volumen o presión constante. Las ecuaciones termoquímicas escritas usando el cambio de entalpía se llaman ecuaciones termoquímicas en forma termodinámica. En este caso, se da el valor del cambio de entalpía en condiciones estándar (25 °C, 101,3 kPa), denotado Ho. Por ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) Ho= – 484kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Dependencia de la cantidad de calor liberado en la reacción ( q) del efecto térmico de la reacción ( q o) y la cantidad de sustancia ( norte B) uno de los participantes en la reacción (sustancia B - sustancia de partida o producto de reacción) se expresa mediante la ecuación:
Aquí B es la cantidad de sustancia B, especificada por el coeficiente delante de la fórmula de la sustancia B en la ecuación termoquímica.
Tarea
Determine la cantidad de sustancia de hidrógeno quemada en oxígeno si se liberaran 1694 kJ de calor.
Solución
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. El efecto térmico de la reacción entre el aluminio cristalino y el cloro gaseoso es 1408 kJ. Escribe la ecuación termoquímica para esta reacción y determina la masa de aluminio necesaria para producir 2816 kJ de calor usando esta reacción. 9.4. Reacciones endotérmicas. entropía Además de las reacciones exotérmicas, son posibles reacciones en las que se absorbe calor y, si no se suministra, se enfría el sistema de reacción. Este tipo de reacciones se denominan endotérmico. El efecto térmico de tales reacciones es negativo. Por ejemplo: Por tanto, la energía liberada durante la formación de enlaces en los productos de estas y reacciones similares es menor que la energía necesaria para romper los enlaces en las sustancias de partida.
Tomemos dos matraces y llenemos uno de ellos con nitrógeno (gas incoloro) y el otro con dióxido de nitrógeno (gas marrón) para que tanto la presión como la temperatura en los matraces sean iguales. Se sabe que estas sustancias no reaccionan químicamente entre sí. Conectemos firmemente los matraces con el cuello y los instalemos verticalmente, de modo que el matraz con el dióxido de nitrógeno más pesado quede en el fondo (Fig. 9.1). Después de un tiempo, veremos que el dióxido de nitrógeno marrón se esparce gradualmente hacia el matraz superior y el nitrógeno incoloro penetra hacia el inferior. Como resultado, los gases se mezclan y el color del contenido de los matraces se vuelve el mismo. De este modo,
Ecuaciones de conexión entre entropía ( S) y otras cantidades se estudian en los cursos de física y química física. Unidad de entropía [ S] = 1 J/K. GRAMO= H-T S Condición para una reacción espontánea: GRAMO< 0. A bajas temperaturas, el factor que determina la posibilidad de que se produzca una reacción es en gran medida el factor energético, y a altas temperaturas es el factor de entropía. De la ecuación anterior, en particular, queda claro por qué las reacciones de descomposición que no ocurren a temperatura ambiente (aumentos de entropía) comienzan a ocurrir a temperaturas elevadas. REACCIÓN ENDOTÉRMICA, ENTROPÍA, FACTOR DE ENERGÍA, FACTOR DE ENTROPÍA, ENERGÍA DE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafito) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) es –46 kJ. Escribe la ecuación termoquímica y calcula cuánta energía se necesita para producir 1 kg de cobre a partir de esta reacción. CaCO3 (cr) = CaO (cr) + CO2 (g) – 179 kJ Se formaron 24,6 litros de dióxido de carbono. Determine cuánto calor se desperdició inútilmente. ¿Cuántos gramos de óxido de calcio se formaron? |
