Catalisadores de feróxido para pó de framboesa, composição de ignitor, combustível de caramelo.

Método 1. Obtenção de óxido de ferro Fe 2 O 3 a partir de sulfato de ferro

Os óxidos de ferro são frequentemente usados ​​como catalisadores em compostos pirotécnicos. Anteriormente, eles podiam ser comprados em lojas. Por exemplo, monohidrato de óxido de ferro FeOOH foi encontrado como um pigmento "pigmento amarelo de óxido de ferro". O óxido de ferro Fe 2 O 3 foi vendido na forma de ferro mínimo. Atualmente, não é fácil comprar tudo isso, como se viu. Eu tive que cuidar de obtê-lo em casa. Não sou químico, mas a vida me obrigou. Confira recomendações na rede. Infelizmente, normal, ou seja. simples e segura, não foi fácil encontrar uma receita para as condições da casa. Apenas uma receita parecia se encaixar, mas não consegui encontrá-la novamente. A lista de componentes admissíveis em uma cabeça pospôs-se. Resolvi seguir meu próprio caminho. Curiosamente, o resultado foi muito aceitável. O composto acabou com sinais claros de óxido de ferro é muito homogêneo e finamente disperso. Seu uso em pó de framboesa e ignitor secundário confirmou totalmente que o que era necessário foi obtido.

Então, compramos em uma loja de jardinagem sulfato ferroso FeSO4, na farmácia compramos comprimidos hidroperita, três pacotes, e estocar na cozinha beber refrigerante NaHCO 3. Temos todos os ingredientes, vamos começar a cozinhar. Em vez de comprimidos de hidroperite, você pode usar uma solução peróxido de hidrogênio H 2 0 2, também acontece nas farmácias.

Em um prato de vidro com volume de 0,5 litros, dissolvemos cerca de 80 g (um terço de um pacote) de sulfato ferroso em água quente. Adicione o bicarbonato de sódio em pequenas porções enquanto mexe. Forma-se algum tipo de lixo de cor muito desagradável, que espuma muito.

FeSO 4 + 2NaHCO 3 \u003d FeCO 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

Portanto, tudo deve ser feito na pia. Adicione bicarbonato de sódio até que a espuma quase pare. Tendo assentado levemente a mistura, começamos a despejar lentamente os comprimidos triturados de hidroperita. A reação novamente prossegue bastante vigorosamente com a formação de espuma. A mistura assume uma cor característica e um cheiro familiar de ferrugem.

2FeCO 3 + H 2 O 2 \u003d 2FeOOH + 2CO 2

Continuamos enchendo a hidroperita novamente até que a formação de espuma, ou seja, a reação, pare quase completamente.

Deixamos nosso recipiente químico em paz e vemos como um precipitado vermelho cai - este é o nosso óxido, mais precisamente o óxido de FeOOH monohidratado, ou hidróxido. Resta neutralizar a conexão. Defendemos o sedimento e drenamos o excesso de líquido. Em seguida, adicione água limpa, defenda e escorra novamente. Então, repetimos 3-4 vezes. No final, despejamos o sedimento em uma toalha de papel e secamos. O pó resultante é um excelente catalisador e já pode ser utilizado na fabricação de stopins e composição de ignitor secundário, pólvora "framboesa" e para catalisar combustíveis de foguete de caramelo. /25.01.2008, kia-soft/

No entanto, na receita original da pólvora "carmesim", é prescrito o uso de óxido vermelho puro Fe 2 O 3. Como os experimentos com catalisação de caramelo mostraram, Fe 2 O 3 é de fato um catalisador um pouco mais ativo do que FeOOH. Para obter o óxido férrico, basta inflamar o hidróxido resultante em uma chapa de ferro quente, ou simplesmente em uma lata. O resultado é um pó vermelho Fe 2 O 3 .

Depois de fazer o forno de mufla, realizo a calcinação por 1-1,5 horas a uma temperatura de 300-350°C. Muito confortavelmente. /kia-soft 06.12.2007/

P.S.
Estudos independentes do cientista de foguetes vega mostraram que o catalisador obtido por esse método tem uma atividade aumentada em relação aos feróxidos industriais, o que é especialmente perceptível no combustível de açúcar caramelo obtido por evaporação.

Método 2. Obtenção de óxido de ferro Fe 2 O 3 a partir de cloreto férrico

Há informações sobre essa possibilidade na rede, por exemplo, o óxido foi obtido usando bicarbonato no fórum de cientistas de foguetes búlgaros, esse método foi mencionado no fórum de químicos, mas não prestei muita atenção, pois não tinha férrico cloreto. Recentemente, um convidado do meu site RubberBigPepper me lembrou dessa opção. Muito oportuno, pois eu estava ativamente envolvido em eletrônica e estocado cloreto. Resolvi testar essa opção para obter hidróxido de ferro. O método é financeiramente um pouco mais caro, e o principal componente do cloreto férrico é mais difícil de obter, mas em termos de preparação é mais fácil.

Então nós precisamos cloreto férrico FeCl 3 e beber refrigerante NaHCO 3. O cloreto férrico é comumente usado para gravar placas de circuito impresso e é vendido em lojas de rádio.

Despeje duas colheres de chá de pó de FeCl3 em um copo de água quente e mexa até dissolver. Agora adicione lentamente o refrigerante com agitação constante. A reação prossegue vividamente com borbulhamento e espuma, então não há necessidade de pressa.

FeCl 3 + 3NaHCO 3 \u003d FeOOH + 3NaCl + 3CO 2 + H 2 O

Erupção cutânea até parar de borbulhar. Defendemos e obtemos o mesmo hidróxido de FeOOH no sedimento. Em seguida, neutralizamos o composto, como no primeiro método, por vários drenos da solução, completando com água e sedimentando. Finalmente, o precipitado é seco e usado como catalisador ou para obter óxido de ferro Fe 2 O 3 por calcinação (ver método 1).

Aqui está uma maneira fácil. O rendimento é muito bom, duas colheres de chá (~15g) de cloreto rendem 10g de hidróxido. Os catalisadores obtidos por este método foram testados e estão em bom acordo. /kia-soft 11.03.2010/

P.S.
Não posso garantir 100% de precisão das equações de reações químicas, mas na verdade elas correspondem a processos químicos em andamento. Especialmente escuro é o caso do hidróxido de Fe(III). De acordo com todos os cânones, Fe (OH) 3 deve precipitar. Mas na presença de peróxido (método 1) e em temperatura elevada (método 2), em teoria, o trihidróxido é desidratado a FeOOH monohidratado. Na superfície, isso é exatamente o que está acontecendo. O pó de hidróxido resultante parece ferrugem de concreto, e o principal componente da ferrugem é FeOOH. ***

Muitas substâncias têm propriedades especiais, que em química são chamadas de oxidantes ou redutoras.

Alguns produtos químicos exibem as propriedades de agentes oxidantes, outros - agentes redutores, enquanto alguns compostos podem exibir ambas as propriedades ao mesmo tempo (por exemplo, peróxido de hidrogênio H 2 O 2).

O que é um agente oxidante e um agente redutor, oxidação e redução?

As propriedades redox de uma substância estão associadas ao processo de dar e receber elétrons por átomos, íons ou moléculas.

Um agente oxidante é uma substância que aceita elétrons durante uma reação, ou seja, é reduzido; agente redutor - cede elétrons, ou seja, é oxidado. Os processos de transferência de elétrons de uma substância para outra são geralmente chamados de reações redox.

Compostos contendo átomos de elementos com grau máximo de oxidação só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, porque eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo de um átomo de um elemento é igual ao número do grupo na tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação mínimo podem servir apenas como agentes redutores, pois são capazes apenas de doar elétrons, pois o nível de energia externa desses átomos é completado por oito elétrons

No processo de uma reação redox, o agente redutor cede elétrons, ou seja, é oxidado; O agente oxidante ganha elétrons, ou seja, é reduzido.

As reações redox, ou OVR, são um dos fundamentos do assunto da química, pois descrevem a interação de elementos químicos individuais entre si. Como o nome indica, essas reações envolvem pelo menos dois produtos químicos diferentes, um dos quais atua como agente oxidante e o outro como agente redutor.

Para aprender a determinar corretamente o papel de um elemento químico específico em uma reação, você precisa entender claramente os seguintes conceitos básicos. A oxidação é o processo de liberação de elétrons da camada externa de elétrons de um elemento químico.

Agentes redutores típicos são metais e hidrogênio: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Quanto menos eles são ionizados, maiores são suas propriedades redutoras. Por exemplo, o ferro parcialmente oxidado que doou um elétron e tem uma carga de +1 será capaz de doar um elétron a menos em comparação com o ferro "puro". Vamos definir um agente oxidante e um agente redutor usando o exemplo de uma reação simples da interação da interação do sódio com o oxigênio.

Portanto, o sódio é um agente redutor e o oxigênio é um agente oxidante. Para fazer isso, você precisa saber qual é o grau de oxidação. Aprenda a determinar o estado de oxidação de qualquer átomo em um composto químico.

Os primeiros são agentes redutores, os últimos são agentes oxidantes. Além disso, você pode ver em que grau de oxidação os elementos estão (de repente em algum lugar é mínimo ou vice-versa máximo). As reações químicas podem ser divididas em dois tipos. O primeiro tipo inclui reações de troca iônica. Neles, o estado de oxidação dos elementos que compõem as substâncias que interagem permanece inalterado.

REAÇÕES REDOXTermos, definições, conceitos

Este grupo de reações é chamado redox. Em casos de interação de agentes oxidantes típicos e agentes redutores, você pode determinar imediatamente que estamos falando de uma reação redox. Por exemplo, esta é a interação de metais alcalinos com ácidos ou halogênios, processos de combustão em oxigênio. Da mesma forma, você determina que o estado de oxidação do enxofre no sulfeto de potássio é (+4). Três átomos de oxigênio recebem 6 elétrons e dois átomos de potássio doam dois elétrons.

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E você pode concluir que essa reação é redox. As reações que ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos átomos que compõem os reagentes são chamadas de reações redox. A mudança nos estados de oxidação ocorre devido à transferência de elétrons do agente redutor para o agente oxidante. O estado de oxidação é a carga formal do átomo, assumindo que todas as ligações no composto são iônicas.

Ao compilar uma equação para uma reação redox, é necessário determinar o agente redutor, agente oxidante e o número de elétrons dados e recebidos

Se um elemento é um agente oxidante, seu estado de oxidação diminui. O processo de receber elétrons por substâncias é chamado de redução. O agente oxidante é reduzido durante o processo. O agente redutor tem um estado de oxidação aumentado.

O agente redutor é oxidado durante o processo. Usando esta reação como exemplo, vamos considerar como elaborar uma balança eletrônica. No entanto, nenhum coeficiente foi colocado antes da fórmula do ácido clorídrico, pois nem todos os íons cloreto participaram do processo redox. O método de equilíbrio de elétrons permite equalizar apenas os íons envolvidos no processo redox.

Nomeadamente, catiões potássio, aniões hidrogénio e cloreto. Uma moeda de “cobre” foi colocada em um copo com 10 ml de ácido. Todo o espaço acima do líquido ficou marrom, vapores marrons saíram do vidro. A solução ficou verde. A reação estava se acelerando constantemente. Após cerca de meio minuto, a solução ficou azul e, após dois minutos, a reação começou a desacelerar.

A cor verde da solução no estágio inicial da reação se deve aos produtos da redução do ácido nítrico. 4. Equalize o número de elétrons dados e recebidos. Quando ocorrem reações redox, os produtos finais dependem de muitos fatores.

Em meio neutro, MnO2 é formado e a cor muda de vermelho-violeta para marrom. Isso inclui a produção de metais, a combustão, a síntese de óxidos de enxofre e nitrogênio na produção de ácidos e a produção de amônia. Ei! Eu estou querendo saber se você tem algum problema em fazer sua lição de casa. Temos muitas pessoas para ajudá-lo aqui. Além disso, minha última pergunta foi respondida em menos de 10 minutos :D De qualquer forma, você pode apenas fazer o login e tentar adicionar sua pergunta.

Por sua vez, o agente oxidante será um átomo, molécula ou íon que aceita elétrons e assim diminui o grau de sua oxidação, que é restaurada. Durante a aula, foi estudado o tópico "Reações de oxidação-redução".

Capítulo 10

Reações redox.

Reações redox – estas são reações que ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem as moléculas das substâncias reagentes:

2Mg + O 2  2MgO,

2KClO3 2KCl + 3O2.

Lembre-se que Estado de oxidação – esta é a carga condicional de um átomo em uma molécula, decorrente da suposição de que os elétrons não são deslocados, mas são completamente entregues a um átomo de um elemento mais eletronegativo.

Os elementos mais eletronegativos do composto têm estados de oxidação negativos e os átomos de elementos com menos eletronegatividade são positivos.

O estado de oxidação é um conceito formal; em alguns casos, o valor do estado de oxidação de um elemento não coincide com sua valência.

Para encontrar o estado de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os reagentes, deve-se ter em mente as seguintes regras:

1. O estado de oxidação dos átomos dos elementos nas moléculas de substâncias simples é zero.

Por exemplo:

Mg0, Cu0.

2. O estado de oxidação dos átomos de hidrogênio nos compostos é geralmente +1.

Por exemplo: +1 +1

Exceções: em hidretos (compostos de hidrogênio com metais), o grau de oxidação dos átomos de hidrogênio é –1.

Por exemplo:

NaH-1.

3. O estado de oxidação dos átomos de oxigênio nos compostos é geralmente -2.

Por exemplo:

H2O-2, CaO-2.

Exceções:

 O estado de oxidação do oxigênio no fluoreto de oxigênio (OF 2) é +2.

 o grau de oxidação do oxigênio em peróxidos (H 2 O 2 , Na 2 O 2) contendo o grupo –O–O– é –1.

4. O estado de oxidação dos metais nos compostos é geralmente um valor positivo.

Por exemplo: +2

5. O estado de oxidação dos não metais pode ser negativo e positivo.

Por exemplo: –1 +1

6. Valor c os estados de oxidação de todos os átomos na molécula é zero.

As reações redox são dois processos inter-relacionados - o processo de oxidação e o processo de redução.

Processo de oxidação – é o processo de doação de elétrons por um átomo, molécula ou íon; neste caso, o estado de oxidação aumenta e a substância é um agente redutor:

– 2ē  2H + processo de oxidação,

Fe +2 – ē  Fe +3 processo de oxidação,

2J – – 2ē  processo de oxidação.

O processo de redução é o processo de adição de elétrons, enquanto o estado de oxidação diminui, e a substância é um agente oxidante:

+ 4ē  2O –2 processo de redução,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 processo de redução,

Cu +2 +2ē  Cu 0 processo de redução.

Agente oxidante – uma substância que aceita elétrons e é reduzida no processo (o estado de oxidação do elemento é reduzido).

Agente redutor – uma substância que doa elétrons e é oxidada ao mesmo tempo (o estado de oxidação de um elemento diminui).

É possível tirar uma conclusão razoável sobre a natureza do comportamento de uma substância em reações redox específicas com base no valor do potencial redox, que é calculado a partir do valor do potencial redox padrão. No entanto, em alguns casos, é possível, sem recorrer a cálculos, mas conhecendo as leis gerais, determinar qual substância será um agente oxidante e qual será um agente redutor, e tirar uma conclusão sobre a natureza da reação redox .

Os agentes redutores típicos são:

 algumas substâncias simples:

metais: por exemplo, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

não metais: por exemplo, H2, C, S;

 algumas substâncias complexas: por exemplo, sulfeto de hidrogênio (H 2 S) e sulfetos (Na 2 S), sulfitos (Na 2 SO 3), monóxido de carbono (II) (CO), haletos de hidrogênio (HJ, HBr, HCI) e sais de ácidos hidro-hálicos (KI, NaBr), amônia (NH 3);

 cátions metálicos em estados de oxidação mais baixos: por exemplo, SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 ;

 cátodo durante a eletrólise.

Os oxidantes típicos são:

 algumas substâncias simples - não metais: por exemplo, halogênios (F 2, CI 2, Br 2, I 2), calcogênios (O 2, O 3, S);

 algumas substâncias complexas: por exemplo, ácido nítrico (HNO 3), ácido sulfúrico (H 2 SO 4 conc.), pré-manganato de potássio (K 2 MnO 4), dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7), cromato de potássio (K 2 CrO 4), óxido de manganês (IV) (MnO 2), óxido de chumbo (IV) (PbO 2), clorato de potássio (KCIO 3), peróxido de hidrogênio (H 2 O 2);

 Ânodo durante a eletrólise.

Ao compilar as equações das reações redox, deve-se ter em mente que o número de elétrons doados pelo agente redutor é igual ao número de elétrons aceitos pelo agente oxidante.

Existem dois métodos para compilar equações de reações redox - método de equilíbrio de elétrons e método de elétron-íon (método de meia reação) .

Ao compilar as equações das reações redox pelo método do balanço de elétrons, um certo procedimento deve ser seguido. Considere o procedimento para compilar equações por este método usando o exemplo da reação entre permanganato de potássio e sulfito de sódio em meio ácido.

Anotamos o esquema de reação (indicar os reagentes e produtos da reação):

Determinamos o estado de oxidação dos átomos de elementos que mudam seu valor:

7 + 4 + 2 + 6

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Elaboramos um diagrama de balanço eletrônico. Para fazer isso, anotamos os sinais químicos dos elementos cujos átomos mudam seu estado de oxidação e determinamos quantos elétrons dão ou adicionam os átomos ou íons correspondentes.

Indicamos os processos de oxidação e redução, o agente oxidante e o agente redutor.

Equalizamos o número de elétrons dados e recebidos e, assim, determinamos os coeficientes para o agente redutor e agente oxidante (neste caso, eles são respectivamente iguais a 5 e 2):

5 S +4 - 2 e- → S +6 processo de oxidação, agente redutor

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 processo de redução, agente oxidante.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Se o hidrogênio e o oxigênio não mudam seus estados de oxidação, então seu número é contado por último e o número necessário de moléculas de água é adicionado ao lado esquerdo ou direito da equação.

As reações redox são divididas em três tipos: reações intermoleculares, intramoleculares e de auto-oxidação - autocura (desproporção).

Reações de oxidação intermolecular - redução são chamadas de reações redox, nas quais o agente oxidante e o agente redutor são representados por moléculas de diferentes substâncias.

Por exemplo:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Al 0 - 3e - → Al +3 oxidação, agente redutor,

Fe +3 +3e – → Redução de Fe 0, agente oxidante.

Nesta reação, o agente redutor (Al) e o agente oxidante (Fe+3) fazem parte de moléculas diferentes.

Reações de oxidação intramolecular – recuperação são chamadas de reações em que o agente oxidante e o agente redutor fazem parte da mesma molécula (e são representados por diferentes elementos ou por um elemento, mas com diferentes estados de oxidação):

2 KClO 3 \u003d KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 redução, oxidante

3 2O –2 – 4e – → oxidação, agente redutor

Nesta reação, o agente redutor (O -2) e o agente oxidante (CI +5) fazem parte da mesma molécula e são representados por elementos diferentes.

Na reação de decomposição térmica do nitrito de amônio, os átomos do mesmo elemento químico, nitrogênio, que fazem parte de uma molécula, mudam seus estados de oxidação:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → Redução de N 0, oxidante

N +3 + 3e - → N 0 oxidação, agente redutor.

Reações desse tipo são frequentemente chamadas de reações. contraproporção .

Reações de auto-oxidação– autocura(desproporcional) - Estas são reações durante as quais o mesmo elemento com o mesmo estado de oxidação aumenta e diminui seu estado de oxidação.

por exemplo: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O \u003d HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 redução, oxidante

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidação, agente redutor.

As reações de desproporção são possíveis quando o elemento na substância original tem um estado de oxidação intermediário.

As propriedades de substâncias simples podem ser previstas pela posição dos átomos de seus elementos no sistema periódico de elementos D.I. Mendeleiev. Assim, todos os metais em reações redox serão agentes redutores. Os cátions metálicos também podem ser agentes oxidantes. Os não metais na forma de substâncias simples podem ser agentes oxidantes e redutores (excluindo flúor e gases inertes).

A capacidade oxidante dos não metais aumenta no período da esquerda para a direita e no grupo - de baixo para cima.

As habilidades restauradoras, ao contrário, diminuem da esquerda para a direita e de baixo para cima para metais e não metais.

Se a reação redox dos metais ocorre em solução, então, para determinar a capacidade redutora, use uma gama de potenciais de eletrodo padrão (série de atividades de metais). Nesta série, os metais são arranjados à medida que a capacidade redutora de seus átomos diminui e a capacidade oxidante de seus cátions aumenta. ver tabela. 9 aplicativos ).

Os metais mais ativos, em uma série de potenciais de eletrodos padrão até o magnésio, podem reagir com a água, deslocando o hidrogênio dela.

Por exemplo:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Ao interagir metais com soluções salinas, deve-se ter em mente que cada metal mais ativo (não interagindo com a água) é capaz de deslocar (restaurar) o metal atrás dele de uma solução de seu sal.

Assim, os átomos de ferro podem restaurar os cátions de cobre a partir de uma solução de sulfato de cobre (CuSO 4):

Fe + CuSO 4 \u003d Cu + FeSO 4

Fe 0 - 2e - \u003d Fe +2 oxidação, agente redutor

Cu +2 + 2e - = redução de Cu 0, agente oxidante.

Nesta reação, o ferro (Fe) está localizado na série de atividades antes do cobre (Cu) e é um agente redutor mais ativo.

A reação, por exemplo, da prata com uma solução de cloreto de zinco será impossível, pois a prata está localizada na série de potenciais de eletrodos padrão à direita do zinco e é um agente redutor menos ativo.

Todos os metais que estão na série de atividades até o hidrogênio podem deslocar o hidrogênio de soluções de ácidos comuns, ou seja, restaurá-lo:

Zn + 2HCl \u003d ZnCI 2 + H 2

Zn 0 - 2e - \u003d Zn +2 oxidação, agente redutor

2H + + 2e – → redução, agente oxidante.

Metais que estão na série de atividade após o hidrogênio não reduzirão o hidrogênio de soluções de ácidos comuns.

Para determinar se pode haver agente oxidante ou agente redutor substância complexa, é necessário encontrar o grau de oxidação dos elementos que a compõem. Os elementos que estão em estado de oxidação mais alto , só pode abaixá-lo aceitando elétrons. Conseqüentemente, substâncias cujas moléculas contêm átomos de elementos no estado de oxidação mais alto serão apenas agentes oxidantes .

Por exemplo, HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 em reações redox funcionarão apenas como um agente oxidante. Os estados de oxidação do nitrogênio (N+5), manganês (Mn+7) e enxofre (S+6) nestes compostos possuem valores máximos (coincidem com o número do grupo deste elemento).

Se os elementos nos compostos tiverem o estado de oxidação mais baixo, eles só poderão aumentá-lo doando elétrons. Ao mesmo tempo, tal substâncias contendo elementos no estado de oxidação mais baixo funcionarão apenas como agente redutor .

Por exemplo, amônia, sulfeto de hidrogênio e cloreto de hidrogênio (NH 3, H 2 S, HCI) serão apenas agentes redutores, pois os estados de oxidação do nitrogênio (N -3), enxofre (S -2) e cloro (Cl -1 ) são os mais baixos para esses elementos.

Substâncias que contêm elementos com estados de oxidação intermediários podem ser agentes oxidantes e redutores., dependendo da reação específica. Assim, eles podem apresentar dualidade redox.

Tais substâncias incluem, por exemplo, peróxido de hidrogênio (H 2 O 2), uma solução aquosa de óxido de enxofre (IV) (ácido sulfuroso), sulfitos, etc. Substâncias semelhantes, dependendo das condições ambientais e da presença de agentes oxidantes mais fortes (redutores agentes), podem apresentar em alguns casos, propriedades oxidantes, e em outros - redutoras.

Como você sabe, muitos elementos têm um grau variável de oxidação, fazendo parte de vários compostos. Por exemplo, enxofre nos compostos H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4 e enxofre S no estado livre tem estados de oxidação -2, +4, +6 e 0, respectivamente. Enxofre refere-se aos elementos R-família de elétrons, seus elétrons de valência estão localizados na última s- e R-subníveis (...3 s 3R). O átomo de enxofre com o estado de oxidação - 2 subníveis de valência está totalmente equipado. Portanto, um átomo de enxofre com um estado de oxidação mínimo (–2) só pode doar elétrons (oxidar) e ser apenas um agente redutor. Um átomo de enxofre com um estado de oxidação de +6 perdeu todos os seus elétrons de valência e neste estado só pode aceitar elétrons (recuperar). Portanto, o átomo de enxofre com o estado de oxidação máximo (+6) só pode ser um agente oxidante.

Átomos de enxofre com estados de oxidação intermediários (0, +4) podem tanto perder quanto ganhar elétrons, ou seja, podem ser tanto agentes redutores quanto agentes oxidantes.

Raciocínio semelhante é válido ao considerar as propriedades redox de átomos de outros elementos.

A natureza do curso da reação redox é afetada pela concentração de substâncias, o ambiente da solução e a força do agente oxidante e do agente redutor. Assim, ácido nítrico concentrado e diluído reagem de forma diferente com metais ativos e inativos. A profundidade de redução do nitrogênio (N+5) do ácido nítrico (oxidante) será determinada pela atividade do metal (redutor) e pela concentração (diluição) do ácido.

4HNO 3 (conc.) + Cu \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3 (razb.) + 3Cu \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3 (conc.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3 (c. razb.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

A reação do meio tem uma influência significativa no curso dos processos redox.

Se o permanganato de potássio (KMnO 4) for usado como agente oxidante, dependendo da reação do meio da solução, o Mn +7 será reduzido de diferentes maneiras:

em ambiente ácido (até Mn+2) o produto de redução será um sal, por exemplo, MnSO 4,

em ambiente neutro (até Mn+4) o produto de redução será MnO 2 ou MnO (OH) 2,

em ambiente alcalino (até Mn+6) o produto de redução será um manganato, por exemplo, K 2 MnO 4 .

Por exemplo, ao reduzir uma solução de permanganato de potássio com sulfito de sódio, dependendo da reação do meio, os produtos correspondentes serão obtidos:

azedoQuarta-feira –

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

neutroQuarta-feira –

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O \u003d 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

alcalinoQuarta-feira –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

A temperatura do sistema também afeta o curso da reação redox. Assim, os produtos da interação do cloro com uma solução alcalina serão diferentes dependendo das condições de temperatura.

Quando o cloro reage com solução alcalina fria A reação prossegue com a formação de cloreto e hipoclorito:

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 redução, oxidante

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidação, agente redutor.

Se você pegar solução de KOH concentrada a quente, então, como resultado da interação com o cloro, obtemos cloreto e clorato:

0 t° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 redução, oxidante

1 │ CI 0 - 5e - → CI +5 oxidação, agente redutor.

10.1. Perguntas para autocontrole sobre o tema

1. Que reações são chamadas de reações redox?

2. Qual é o estado de oxidação de um átomo? Como é definido?

3. Qual é o grau de oxidação dos átomos em substâncias simples?

4. Qual é a soma dos estados de oxidação de todos os átomos de uma molécula?

5. Que processo é chamado de processo de oxidação?

6. Que substâncias são chamadas de agentes oxidantes?

7. Como o estado de oxidação de um agente oxidante muda nas reações redox?

8. Dê exemplos de substâncias que são apenas agentes oxidantes em reações redox.

9. Que processo é chamado de processo de recuperação?

10. Defina o termo "redutor".

11. Como o estado de oxidação do agente redutor muda nas reações redox?

12. Quais substâncias só podem ser redutoras?

13. Que elemento é um agente oxidante na reação de ácido sulfúrico diluído com metais?

14. Qual elemento é um agente oxidante na interação do ácido sulfúrico concentrado com os metais?

15. Qual é a função do ácido nítrico nas reações redox?

16. Quais compostos podem ser formados como resultado da redução do ácido nítrico em reações com metais?

17. Que elemento é um agente oxidante em ácido nítrico concentrado, diluído e muito diluído?

18. Qual o papel do peróxido de hidrogênio nas reações redox?

19. Como são classificadas todas as reações redox?

10.2. Testes para autocontrole do conhecimento da teoria sobre o tema "Reações de oxidação-redução"

Opção número 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

3) SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

4) FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O.

2. Com base na estrutura dos átomos, determine sob qual número a fórmula do íon é indicada, que só pode ser um agente oxidante:

1) Mn
, 2) NÃO 3– , 3) ​​​​Br – , 4) S 2– , 5) NÃO 2– ?

3. Sob que número está a fórmula da substância que é o agente redutor mais poderoso, dentre as seguintes:

1) NO 3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Que número indica a quantidade de substância KMnO 4, em mols, que interage com 10 mol de Na 2 SO 3 na reação representada pelo esquema a seguir:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Qual é o número da reação de desproporção (auto-oxidação - auto-recuperação)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 \u003d 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

3) 2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

4) 2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2,

5) 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2.

Opção número 2

1. Sob que número é dada a equação da reação redox?

1) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

2) CaCO 3 \u003d CaO + CO 2,

3) CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3,

4) CuOHCl + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb (NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3.

2. Sob que número está a fórmula de uma substância que só pode ser um agente redutor:

1) SO 2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2, 5) Na 2 SO 3?

3. Sob que número está a fórmula da substância, que é o agente oxidante mais poderoso, entre os dados:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?

4. Sob que número é o volume de hidrogênio em litros em condições normais, que pode ser obtido a partir de 9 g de Al como resultado da seguinte reação redox:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Qual é o número do esquema da reação redox que ocorre em pH > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + ... → I 2 + Fe(SO 4) 3 + ...,

3) KMnO 4 + NaNO 2 + ... → MnSO 4 + ...,

4) KMnO 4 + NaNO 2 + ... → K 2 MnO 4 + ...,

5) CrCl 3 + KMnO 4 + ... → K 2 Cr 2 O 7 + MnO (OH) 2 + ....

Opção número 3

1. Sob que número é dada a equação da reação redox?

1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2,

2) CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4,

3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3,

5) H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

2. Com base na estrutura do átomo, determine o número sob o qual a fórmula do íon é dada, que pode ser um agente redutor:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) ​​​​C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. Qual é o número do processo de recuperação?

1) NO 2– → NO 3–, 2) S 2– → S 0, 3) Mn 2+ → MnO 2,

4) 2I – → I 2 , 5)
→ 2Cl - .

4. Sob que número é dada a massa do ferro reagido, se como resultado da reação representada pelo seguinte esquema:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O

formou 11,2 L NO(n.o.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Sob que número está o esquema da reação de auto-oxidação-auto-recuperação (dismutação)?

1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2,

3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,

4) KClO 3 → KCl + O 2,

5) Hg(NO 3) 2 → HgO + NO 2 + O 2.

Veja as respostas às perguntas do teste na p.

10.3. Perguntas e exercícios para auto-estudo

trabalho de pesquisa sobre o tema.

1. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os esquemas de reações redox estão localizados:

1) MgCO 3 + HCl  MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5,

4) H 2 O 2  H3O + O 2, 8) KOH + CO 2  KHCO 3.

2. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os processos redox estão localizados:

1) eletrólise da solução de cloreto de sódio,

2) queima de pirita,

3) hidrólise da solução de carbonato de sódio,

4) extinguir a cal.

3. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os nomes dos grupos de substâncias estão localizados, caracterizados por um aumento nas propriedades oxidantes:

1) cloro, bromo, flúor,

2) carbono, nitrogênio, oxigênio,

3) hidrogênio, enxofre, oxigênio,

4) bromo, flúor, cloro.

4. Quais das substâncias - cloro, enxofre, alumínio, oxigênio– é um agente redutor mais forte? Em sua resposta, indique o valor da massa molar do composto selecionado.

5. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais apenas os agentes oxidantes estão localizados:

1) K 2 MnO 4, 2) KMnO 4, 4) MnO 3, 8) MnO 2,

16) K 2 Cr 2 O 7, 32) K 2 SO 3.

6. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais estão localizadas as fórmulas de substâncias com dualidade redox:

1) KI, 2) H 2 O 2, 4) Al, 8) SO 2, 16) K 2 Cr 2 O 7, 32) H 2.

7. Qual dos compostos - óxido de ferro(III) óxido de cromo(III) óxido de enxofre(4) óxido de nitrogênio(II) óxido de nitrogênio(V) - só pode ser um agente oxidante? Em sua resposta, indique o valor da massa molar do composto selecionado.

8. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais estão as fórmulas das substâncias que possuem um estado de oxidação do oxigênio - 2:

1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3, Fe 2 O 3, SO 3,

4) OF2, Ba(OH)2, Al2O3, 8) BaO2, Fe3O4, SiO2.

9. Qual dos seguintes compostos pode ser apenas um agente oxidante: nitrito de sódio, ácido sulfuroso, sulfureto de hidrogénio, ácido nítrico? Em sua resposta, indique o valor da massa molar do composto selecionado.

10. Qual dos seguintes compostos de nitrogênio é NH3; HNO3; HNO2; NO 2 - só pode ser um agente oxidante? Em sua resposta, anote o valor do peso molecular relativo do composto selecionado.

11. Sob que número, dentre os nomes das substâncias listadas abaixo, está indicado o agente oxidante mais forte?

1) ácido nítrico concentrado,

2) oxigênio,

3) corrente elétrica no ânodo durante a eletrólise,

12. Qual dos seguintes compostos de nitrogênio é HNO 3; NH3; HNO2; NÃO - só pode ser um agente redutor? Em sua resposta, anote a massa molar do composto selecionado.

13. Qual dos compostos é Na 2 S; K2Cr2O7; KMnO4; NaNO2; KClO 4 - pode ser tanto um agente oxidante quanto um agente redutor, dependendo das condições da reação? Em sua resposta, anote a massa molar do composto selecionado.

14. Indique o número ou soma dos números condicionais, onde são indicados íons que podem ser agentes redutores:

1) (MnO 4) 2–, 2) (CrO 4) –2, 4) Fe +2, 8) Sn +4, 16) (ClO 4) –.

15. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais estão localizados apenas os agentes oxidantes:

1) K 2 MnO 4, 2) HNO 3, 4) MnO 3, 8) MnO 2, 16) K 2 CrO 4, 32) H 2 O 2.

16. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais estão localizados apenas os nomes das substâncias, entre as quais as reações redox não são possíveis:

1) carbono e ácido sulfúrico,

2) ácido sulfúrico e sulfato de sódio,

4) sulfeto de hidrogênio e iodeto de hidrogênio,

8) óxido de enxofre (IV) e sulfureto de hidrogénio.

17. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os processos de oxidação estão localizados:

1) S +6  S -2, 2) Mn +2  Mn +7, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +4, 16) O 2  2O -2, 32) S +4  S +6.

18. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os processos de recuperação estão localizados:

1) 2I -1  I 2, 2) 2N +3  N 2, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +2, 16) Fe +3  Fe 0, 32) S 0  S +6.

19. Especifique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os processos de recuperação estão localizados:

1) C 0  CO 2, 2) Fe +2  Fe +3,

4) (SO 3) 2–  (SO 4) 2–, 8) MnO 2  Mn +2.

20. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os processos de recuperação estão localizados:

1) Mn +2  MnO 2, 2) (IO 3) -  (IO 4) -,

4) (NO 2) -  (NO 3) -, 8) MnO 2  Mn +2.

21. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais estão localizados os íons que são agentes redutores.

1) Ca +2, 2) Al +3, 4) K +, 8) S –2, 16) Zn +2, 32) (SO 3) 2–.

22. Sob que número está a fórmula de uma substância, na interação com a qual o hidrogênio atua como agente oxidante?

1) O 2, 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Sob que número está a equação de reação na qual aparecem as propriedades redutoras do íon cloreto?

1) MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O,

2) CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

3) Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

4) AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3.

24. Ao interagir com qual das seguintes substâncias - O 2, NaOH, H 2 S - óxido de enxofre (IV) apresenta as propriedades de um agente oxidante? Escreva a equação da reação correspondente e na resposta indique a soma dos coeficientes das substâncias de partida.

25. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os esquemas de reação de desproporção estão localizados:

1) NH 4 NO 3  N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2  N 2 + H 2 O,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2.

26. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanto permanganato de potássio está envolvido na reação com dez mols de óxido de enxofre (IV). A reação prossegue de acordo com o esquema:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3.

27. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanta substância sulfeto de potássio interage com seis mols de permanganato de potássio na reação:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanta substância permanganato de potássio interage com dez mols de sulfato de ferro (II) na reação:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Desenhe um diagrama de balanço eletrônico e indique a quantidade de cromita de potássio (KCrO 2) que reage com seis mols de bromo na reação:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanto da substância de óxido de manganês (IV) interage com seis mols de óxido de chumbo (IV) na reação:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb (NO 3) 2 + H 2 O.

31. Escreva a equação da reação:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO 4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Escreva a equação da reação:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

Em sua resposta, indique a soma dos coeficientes estequiométricos na equação da reação.

33. Escreva a equação da reação:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl conc.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

Em sua resposta, indique a soma dos coeficientes estequiométricos na equação da reação.

34. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanta substância nitrito de sódio (NaNO 2) interage com quatro mols de permanganato de potássio na reação:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Desenhe um diagrama de equilíbrio eletrônico e indique quanta substância de sulfeto de hidrogênio interage com seis mols de permanganato de potássio na reação:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Que quantidade de substância de ferro em mols será oxidada pelo oxigênio com um volume de 33,6 litros (n.o.) na reação que ocorre de acordo com o esquema abaixo?

Fe + H 2 O + O 2  Fe (OH) 3.

37. Qual dos seguintes metais - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - não se dissolve em ácido sulfúrico diluído? Em sua resposta, indique o valor da massa atômica relativa desse metal.

38. Qual dos seguintes metais - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - não se dissolve em ácido sulfúrico concentrado? Em sua resposta, indique o número ordinal do elemento no sistema periódico de D.I. Mendeleiev.

39. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais os metais são passivados em soluções concentradas de ácidos oxidantes.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais estão os sinais químicos de metais que não deslocam hidrogênio de uma solução diluída de ácido sulfúrico, mas deslocam mercúrio de soluções de sais de Hg 2+:

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Sob que número estão os sinais químicos dos metais, cada um dos quais não reage com o ácido nítrico?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Em que número é indicado o método de obtenção do cloro na indústria?

1) eletrólise da solução de cloreto de sódio;

2) a ação do óxido de manganês (1V) sobre o ácido clorídrico;

3) decomposição térmica de compostos naturais de cloro;

4) a ação do flúor sobre os cloretos.

43. Sob que número está a fórmula química do gás que é predominantemente liberado durante a ação de uma solução concentrada de ácido nítrico sobre o cobre?

1) N 2, 2) NO 2, 3) NÃO, 4) H 2.

44. Sob que número estão as fórmulas dos produtos da reação da combustão do sulfeto de hidrogênio no ar com falta de oxigênio?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2.

Dê o número da resposta correta.

45. Escreva uma equação para a reação da interação do ácido sulfúrico concentrado com o cobre. Em sua resposta, indique a soma dos coeficientes na equação da reação.

10.4. Respostas a tarefas de testes de autocontrole

conhecimento da teoria sobre o tema.

"Reações Redox"

Opção número 1		Opção número 2		Opção número 3
5oxidação Documento Aumenta 4) o grau de oxidação do ferro diminui Oxidativamente-restaurador reação conexão procede entre: 1) cloreto de hidrogênio e ... dicromato de potássio K2Cr2O7 pode atuar em oxidante-restaurador reações Função: 1) Oxidante e... “Compilação de equações de reação em formas moleculares e iônicas. Tarefas de cálculo para calcular a fração de massa de uma substância em uma solução. Alvo Documento ... oxidante-restaurador reações, desenvolvendo uma habilidade prática na elaboração de equações oxidante-restaurador reações método de balança eletrônica. Teoria. Oxidativamente-restaurador chamado reações ...