¿Qué responderle a una persona interesada en cómo solucionar reacciones redox? Son irresolubles. Sin embargo, como cualquier otro. Los químicos generalmente no resuelven reacciones ni sus ecuaciones. Para una reacción de oxidación-reducción (ORR), puedes crear una ecuación y colocar los coeficientes en ella. Veamos cómo hacer esto.
Agente oxidante y agente reductor.
Una reacción redox es una reacción en la que cambian los estados de oxidación de los reactivos. Esto sucede porque una de las partículas cede sus electrones (se llama agente reductor) y la otra los acepta (agente oxidante).
El agente reductor, al perder electrones, se oxida, es decir, aumenta el valor del estado de oxidación. Por ejemplo, la entrada: 
significa que el zinc cedió 2 electrones, es decir, se oxidó. Es un restaurador. El grado de oxidación, como puede verse en el ejemplo anterior, ha aumentado. 
– aquí el azufre acepta electrones, es decir, se reduce. Ella es un agente oxidante. Su nivel de oxidación disminuyó.
Alguien se preguntará ¿por qué cuando se añaden electrones el estado de oxidación disminuye, pero cuando se pierden, por el contrario, aumenta? Todo es lógico. Un electrón es una partícula con carga -1, por lo tanto, desde el punto de vista matemático, la entrada debe leerse de la siguiente manera: 0 – (-1) = +1, donde (-1) es el electrón. Entonces significa: 0 + (-2) = -2, donde (-2) son los dos electrones que aceptó el átomo de azufre.
Consideremos ahora una reacción en la que ocurren ambos procesos:
El sodio reacciona con el azufre para formar sulfuro de sodio. Los átomos de sodio se oxidan, cediendo un electrón a la vez, mientras que los átomos de azufre se reducen, ganando dos. Sin embargo, esto sólo puede ser sobre el papel. De hecho, el agente oxidante debe añadirse exactamente tantos electrones como les dio el agente reductor. En la naturaleza el equilibrio se mantiene en todo, incluidos los procesos redox. Muestremos la balanza electrónica para esta reacción:
El múltiplo total entre el número de electrones dados y recibidos es 2. Dividiéndolo por el número de electrones cedidos por el sodio (2:1=1) y el azufre (2:2=1) obtenemos los coeficientes de esta ecuación. Es decir, en los lados derecho e izquierdo de la ecuación debe haber un átomo de azufre cada uno (el valor que se obtiene dividiendo el múltiplo común por el número de electrones aceptados por el azufre) y dos átomos de sodio. En el diagrama escrito a la izquierda todavía hay un solo átomo de sodio. Duplíquelo poniendo un factor de 2 delante de la fórmula del sodio. El lado derecho de los átomos de sodio ya contiene 2 (Na2S).
Hemos compilado una ecuación para la reacción redox más simple y colocamos los coeficientes en ella usando el método del equilibrio electrónico.
Veamos cómo "resolver" reacciones redox más complejas. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico concentrado reacciona con el mismo sodio, se forman sulfuro de hidrógeno, sulfato de sodio y agua. Anotemos el diagrama:
Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos:
Arte cambiado. sólo sodio y azufre. Anotemos las semireacciones de oxidación y reducción:
Encontremos el mínimo común múltiplo entre 1 (cuántos electrones cedió el sodio) y 8 (el número de cargas negativas aceptadas por el azufre), dividámoslo por 1 y luego por 8. Los resultados son el número de átomos de Na y S tanto en la derecha y la izquierda.
Escribámoslos en la ecuación:
Todavía no anteponemos los coeficientes del balance a la fórmula del ácido sulfúrico. Contamos otros metales, si los hay, luego los residuos ácidos, luego el H y, por último, pero no menos importante, comprobamos el oxígeno.
En esta ecuación, debería haber 8 átomos de sodio a la derecha y a la izquierda. Los residuos de ácido sulfúrico se utilizan dos veces. De ellos, 4 se convierten en formadores de sales (parte del Na2SO4) y uno se convierte en H2S, es decir, se deben consumir un total de 5 átomos de azufre. Ponemos 5 delante de la fórmula del ácido sulfúrico.
Comprobamos H: hay 5×2=10 átomos de H en el lado izquierdo, solo 4 en el lado derecho, lo que significa que ponemos un coeficiente de 4 delante del agua (no se puede poner delante del sulfuro de hidrógeno, ya que Del equilibrio se desprende que a derecha e izquierda deben haber 1 molécula de H2S. A la izquierda hay 20 átomos de O, a la derecha hay 4x4 de ácido sulfúrico y 4 más de agua. significa que las acciones se realizaron correctamente.
Este es un tipo de actividad que podría tener en mente alguien que preguntara cómo resolver reacciones redox. Si esta pregunta significaba "terminar la ecuación ORR" o "agregar los productos de la reacción", entonces para completar tal tarea no basta con poder elaborar una balanza electrónica. En algunos casos es necesario saber cuáles son los productos de oxidación/reducción, cómo se ven afectados por la acidez del ambiente y diversos factores que se comentarán en otros artículos.
Reacciones redox - vídeo
Esta sección contiene tareas sobre el tema. Se dan ejemplos de problemas sobre la composición de ecuaciones de reacción, la búsqueda del potencial redox y las constantes de equilibrio de ORR y otros.
Tarea 1. ¿Qué compuestos y sustancias simples pueden exhibir solo propiedades oxidantes? Seleccione las siguientes sustancias de la lista propuesta: NH 3, CO, SO 2, K 2 MnO 4, Cl 2, HNO 2. Cree una ecuación de equilibrio electrónico, organice los coeficientes en la ecuación de reacción:
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
Solución.
Sólo existen sustancias simples cuyos átomos no pueden ceder un electrón, sino que sólo pueden añadirlo en reacciones. De las sustancias simples, el único agente oxidante puede ser el flúor F2, cuyos átomos tienen el mayor electronegatividad. En compuestos complejos: si el átomo que forma parte de este compuesto (y cambia el estado de oxidación) está en su estado de oxidación más alto, entonces este compuesto solo tendrá propiedades oxidantes.
De la lista propuesta de compuestos, no hay sustancias que solo tengan propiedades oxidantes, porque todos ellos se encuentran en un estado de oxidación intermedio.
El agente oxidante más poderoso entre ellos es el Cl2, pero en reacciones con átomos más electronegativos exhibirá propiedades reductoras.
N -3 H 3 , C +2 O, S +4 O 2 , K 2 Mn +6 O 4 , Cl 0 2 , HN +3 O 2
HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O.
vamos a componer ecuaciones electronicas:
norte +5 +3e - = norte +2 | 8 agente oxidante
S -2 - 8e - = S +6 | 3 agente reductor
Sumemos dos ecuaciones.
8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6
Sustituyamos los coeficientes en ecuación molecular:
8HNO 3 + 3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.
Tarea 2. ¿Por qué el ácido nitroso puede exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras? Inventa ecuaciones para las reacciones del HNO 2: a) con agua con bromo; b) con HI; c) con KMnO 4. ¿Qué función cumple el ácido nitroso en estas reacciones?
Solución.
HN+3O 2 — El estado de oxidación del nitrógeno en el ácido nitroso es +3 (estado de oxidación intermedio). El nitrógeno en este estado de oxidación puede aceptar y donar electrones, es decir, Puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor.
A) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3
norte +3 – 2 mi = norte +5 | 1 agente reductor
Br 2 0 + 2 mi = 2Br - | 1 agente oxidante
N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br -
b) HNO 2 + 2HI = Yo 2 + 2NO + 2H 2 O
norte +3 + mi = norte +2 | 1 agente oxidante
2I — — 2 mi = Yo 2 | 1 agente reductor
norte +3 + 2yo - = norte +2 + yo 2
V) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
norte +3 – 2 mi = norte +5 | 5 agente reductor
Mn +7 + 5 mi = Mn +2 | 2 agente oxidante
5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2
Tarea 3. Determinar los estados de oxidación de todos los componentes que componen los siguientes compuestos: HCl, Cl 2, HClO 2, HClO 3, Cl 2 O 7. ¿Qué sustancias son sólo agentes oxidantes, sólo agentes reductores y agentes oxidantes y agentes reductores? Organice los coeficientes en la ecuación de reacción:
KClO 3 → KC1 + KClO 4.
Especificar el agente oxidante y el agente reductor.
Solución.
Cloro puede presentar estados de oxidación -1 a +7.
estado de oxidación más alto, sólo puede ser agentes oxidantes, es decir. Sólo puede aceptar electrones.
Compuestos que contienen cloro en su estado de oxidación más bajo, sólo puede ser restauradores, es decir. Sólo puede donar electrones.
Compuestos que contienen cloro en su estado de oxidación intermedio, puede ser como agentes reductores, así y agentes oxidantes, es decir. Pueden tanto dar como recibir electrones.
H +1 Cl -1, Cl 0 2, H +1 Cl +3 O 2 -2, H +1 Cl +5 O 3 -2, Cl 2 +7 O 7 -2
Así, en esta serie
Sólo agente oxidante - Cl2O7
Sólo reductor - HCl
Puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor. Cl2, HClO2, HClO3
KClO 3 → KC1 + KClO 4.
vamos a componer ecuaciones electronicas
Cl +5 +6e - = Cl - | 2 | 1 agente oxidante
Cl +5 -2e - = Cl +7 | 6 | 3 agente reductor
Ordenemos los coeficientes.
4Cl +5 = Cl - + 3Cl +7
4KlO 3 → KC1 + 3KlO 4 .
Problema 4. ¿Cuál de las siguientes reacciones es intramolecular? Ordena los coeficientes en las ecuaciones de reacción. Especificar el agente reductor y el agente oxidante.
a) KNO 3 = KNO 2 + O 2;
b) Mq+ N2 = Mq3N2;
Solución.
Solución.
Solución.
NO 2 - + H 2 O - 2e - = NO 3 - + 2H + | 5 agente reductor
Sumemos dos medias reacciones., multiplicando cada uno por el coeficiente correspondiente:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +
Después de cancelar términos idénticos, obtenemos ecuación iónica:
2MnO 4 - + 6H + + 5NO 2 - = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 -
Sustituyamos los coeficientes en ecuación molecular e igualar sus lados derecho e izquierdo:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O
Tarea 7. Determine los coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox utilizando el método del equilibrio electrónico:
Zn + HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O
Zn + H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O
Solución.
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
vamos a componer ecuaciones electronicas
Zn 0 – 2 mi = Zn 2+ | 8 | 4 | agente reductor
norte +5 + 8 mi = norte 3- | 2 | 1 | oxidante
4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-
Zn + 2H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
vamos a componer ecuaciones electronicas
Zn 0 – 2 mi = Zn 2+ | 2 | 1 agente reductor
S +6 + 2 mi = S +4 | 2 | 1 agente oxidante
Zn0 + S +6 = Zn2+ + S +4
Problema 8. ¿Es posible utilizar K 2 Cr 2 O 7 como agente oxidante en un ambiente ácido en los siguientes procesos en condiciones estándar:
a) 2F - -2e - = F 2, mi 0 = 2,85 V
b) 2Cl - -2e - = Cl 2, E 0 = 1,36 V
c) 2Br - -2e - = Br 2, E 0 = 1,06 V
d) 2I - -2e - = Yo 2, mi 0 = 0,54 V
Potencial redox estándar del sistema.
Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e - = 2Cr 3+ + 7H 2 O es igual a E 0 = 1,33 V
Solución.
Para determinar la posibilidad de flujo OVR en dirección hacia adelante, es necesario encontrar
EMF = E 0 ok - E 0 restaurar
Si el valor encontrado FEM > 0, entonces esta reacción posible.
Entonces, determinemos si es posible. K2Cr2O7 utilizar como agente oxidante en las siguientes celdas galvánicas:
F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 2,85 = -1,52 V
Cl 2 |Cl - || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,36 = -0,03 V
Br 2 |Br - || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 1,06 = +0,27 V
Yo 2 |Yo — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1,33 – 0,54 = +0,79 V
Por tanto, el dicromato de potasio sólo puede utilizarse como agente oxidante para los siguientes procesos:
2Br - -2e - = Br 2 y 2I - -2e - = I
Problema 9. Calcular el potencial redox del sistema.
MnO 4 - + 8H + +5e - = Mn 2+ + 4H 2 O
Si C(MnO 4 -)=10 -5 M, C(Mn 2+)=10 -2 M, C(H+)=0,2 M.
Solución.
El potencial de oxidación-reducción se calcula utilizando ecuación de nernst:
mi=E° + (0,059/ norte) LG (cocer bien /C sol)
En el sistema reducido en forma oxidada son MnO 4 - y H +, y en forma reducida - Mn 2+, Es por eso:
mi = 1,51 + (0,059/5)lg(10 -5 *0,2/10 -2) = 1,46 voltios
Tarea 10. Calcule la constante de equilibrio de la reacción redox para condiciones estándar:
2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O
Solución.
Constante de equilibrio K La reacción redox está relacionada con los potenciales redox por la relación:
logK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059
Determinemos qué iones en esta reacción son agente oxidante y reductor:
MnO 4 - + 8H + +5e - = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 agente oxidante
Br - + H 2 O - 2e - = HBrO + H + | 5 agente reductor
Número total de electrones participando en la OVR norte=10
E 1 0 (agente oxidante) = 1,51 V
E 2 0 (agente reductor) = 1,33 V
Sustituyamos los datos en la relación por A:
logK = (1,51 - 1,33)10/0,059
k = 3,22*10 30
categorías,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; (11)
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 reacciones más 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 estado de oxidación de los átomos de carbono aumentó como resultado de la reacción, el estado de oxidación de los átomos de hierro disminuyó y el estado de oxidación de los átomos de oxígeno permaneció 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. |
Al introducir 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 (ver subíndices en la fórmula más simple).
Balanza electrónica:
| 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 + O2 Na2O2;
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);
m) 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. Desde aquí
Q P = – ARRIBAV .
Un valor igual a U+PV tengo el nombre cambio de entalpía 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= – 484 kJ;
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? |
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 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 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 cumplido con balanza electrónica, 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. Órgano. 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. Explique por qué. Escriba las ecuaciones para las reacciones de compuesto, sustitución y descomposición que involucran oxígeno O 2.
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¡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, OJSC “Libros de texto de Moscú”, 2009. – 191 p.
Objetivo: Formar la comprensión de los estudiantes sobre los procesos redox y su mecanismo.
Resultados esperados
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 bases 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.
Metasujeto Personal
- los fundamentos de la cultura ecológica correspondientes al nivel moderno de pensamiento ambiental, la experiencia de actividades prácticas, reflexivas, evaluativas y 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.
Progreso de la lección
I. Problematización, actualización, motivación – 10 min.
Conversación frontal
- ¿Qué son los átomos y los iones?
- ¿En qué se diferencian?
- ¿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 min.
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 a 0 )
- nitrógeno (norte) cambiado parcialmente (de +5 a +2 cambiado), algunos permanecieron +5
4. Anotemos aquellos elementos que han cambiado de estado de oxidación y mostremos 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. Refuerzo del material aprendido (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 |
 |
2 | 4 | |
 |
1 |
Impares
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 agente reductor?
- S 0 > S -2
- S +4 -> S +6
- S -2 > S -2
S +6 -> S +4
Pregunta número 5 2 En la ecuación de reacción 2SO 2 + O 2 ->
- SO 3 azufre
- oxida
- está siendo restaurado
- ni oxidado ni reducido
tanto oxida como reduce
Pregunta número 6
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).
