ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
Цель работы. Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР ) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Численно эта характеристика может иметь положительное, отрицательное, нулевое, а также целое или дробное значение.
Основные положения теории ОВР состоят в следующем.
1. Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещество (ион, атом, молекула), отдающее электроны, называется восстановителем. В процессе реакции восстановитель окисляется, а значение его с.о. повышается.
2. Восстановление – это процесс присоединения электронов. Вещество (ион, атом, молекула), принимающее электроны, называется окислителем. В процессе ОВР окислитель восстанавливается, а значение его с.о. понижается. 14
3. В замкнутой системе число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Уравнения, отражающие процессы окисления и восстановления с указанием соответствующего числа отданных и принятых электронов, называются электронными уравнениями.
4. Восстановление и окисление – два неразрывно связанных процесса: не существуют один без другого.
Типичные восстановители: почти все металлы; некоторые неметаллы (Н2, С, Р, Si); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления ( -1 HCl , -1 HBr , -1 HI , -2 H S2 , -3 NH3 , -3 PH3 и др.); катионы, с.о. которых может возрастать (Sn+2 , Fe+2 , Cu+1 , Mn+2 , Cr+3 и др.).
Типичные окислители: O2; O3; галогены (F2, Cl2, Br2, I2); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления ( 7 K Mn O4 , 5 H NO3 , 6 K Cr O 2 2 7 , 4 PbO2 , 6 H S O 2 4 (конц), 5 KClO3 и др.); катионы, с.о. которых может понижаться (Au+3 , Fe+3 , Hg+2 и др.). Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем ( 4 H S O 2 3 , 3 H NO2 и их соли, 4 Mn O2 , 1 H O2 2 и др.).
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Данный метод основан на том, что число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, должно быть одинаковым.
Рассмотрим реакцию, протекающую по схеме
NaNO K Cr O H SO NaNO Cr (SO) K SO H O 2 2 2 7 2 4 3 2 4 3 2 4 2 .
Рекомендуется следующая последовательность действий.
1. Вначале в заданной схеме реакции определяют элементы, которые изменили значение с.о.:
3 6 5 3 Na NO K C r O H SO Na NO Cr (SO) K SO H O. 2 2 2 7 2 4 3 4 3 2 4 2 2
2. Далее составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления, и методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители для процессов окисления и восстановления: 3 5 N 2 N e 6 3 1 окисление 6 3 2Cr 6 2Cr e восстановление. При составлении электронных уравнений необходимо вести расчет на количество атомов элемента окислителя или восстановителя, со- держащихся в одной молекуле (формульной единице) вещества. В данном случае для K2Cr2O7 расчет производится на 2Cr+3 .
3. Затем определяют, какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем: NaNO2 является восстановителем за счет атома азота, с.о. которого повышается с +3 до +5, а K2Cr2O7 – окислитель за счет атома хрома, понижающего с.о. с +6 до +3.
4. Найденные множители проставляют перед формулами веществ, участвующих в процессах окисления и восстановления, учитывая стехиометрические индексы при молекулах восстановителей и окислителей.
5. Остальные коэффициенты подбирают в следующем порядке: – перед соединениями, содержащими атомы металлов, которые не изменили с.о.; – перед формулой вещества, создающего кислую или щелочную среду в растворе. 6. В последнюю очередь уравнивают число атомов водорода и кислорода: вначале водорода по воде, а затем проверяют числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.
Различают следующие типы ОВР.
1. Межмолекулярные ОВР – это реакции, в которых элементы, изменяющие с.о., находятся в составе разных веществ.
+3 1 +2 0 FeCl + 2 K I FeCl + I + 2KCl 3 2 2 .
2. Внутримолекулярные ОВР – это реакции, в которых атомы- окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества.
+2 +6 +4 +4 Sn S O SnO + S O 4 2 2 .
3. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется, и восстанавливается. 0 1 +5 2 3 2 3 Cl + 6 KOH 5 KCl + KClO + 3 H O. Частный случай таких реакций – реакции конмутации. Это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления, продуктом реакции является вещество с промежуточной с.о. данного элемента.
+4 2 0 S O + 2 H S 3 S + 2 H O 2 2 2 .
Экспериментальная часть
Опыт 1.
Окислительные свойства перманганата калия KMnO4 в различных средах
а) Среда кислая Внесите в пробирку 5-7 капель 0,1 М раствора перманганата калия KMnO4, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H2SO4, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na2SО3. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки. Укажите изменение окраски раствора. Определите степени окисления всех элементов. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, используя метод электронного баланса:
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.
б) Среда нейтральная Внесите в пробирку 5-7 капель 0,1 М раствора перманганата калия KMnO4, и добавьте с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na2SО3. Перемешайте реакционную смесь, осторожно встряхивая содержимое пробирки. Отметьте происходящие изменения в растворе, укажите окраску образовавшегося осадка. Определите степень окисления марганца в оксиде марганца(IV)? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса:
KMnO4 + H2O + Na2SO3 → MnO2 + Na2SO4 + КОН.
Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя.
в) Среда щелочная Внесите в пробирку 5-7 капель 0,1 М раствора перманганата калия KMnO4, добавьте 1-2 капли 1М раствора гидроксида натрия NaOH, а затем внесите с помощью микрошпателя небольшое количество кристаллического сульфита натрия Na2SО3. Перемешайте реакционную смесь. Укажите изменение окраски растворов. Определите степень окисления марганца в манганатах калия K2MnO4 и натрия Na2MnO4. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса:
KMnO4 + NaOH + Na2SO3 → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O.
Рассчитайте молярную массу эквивалентов молекулы окислителя. В выводе укажите, при какой реакции среды глубина восстановления (окислительная способность) перманганата калия больше и почему. К какому типу принадлежат эти окислительно-восстановительные реакции.
Опыт 2.
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода Н2О2
а) Внесите в пробирку 4-5 капель 0,1 М раствора йодида калия KI, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислотой H2SO4 (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н2О2. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора. Докажите образование свободного йода I2, добавив в пробирку 1-2 капли крахмального клейстера – йод образует с крахмалом продукт темно-синего цвета. 18 Определите степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции. Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:
KI + H2SO4 + H2O2 → I2 + K2SO4 + H2O.
Укажите окислитель и восстановитель, рассчитайте молярные массы их эквивалентов.
б) Внесите в пробирку 5-7 капель 0,1М раствора перманганата калия KMnO4, добавьте 1-2 капли 1М раствора серной кислоты H2SO4 (подкислите), а затем добавьте 2-3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н2О2. Отметьте наблюдаемые изменения окраски раствора, и обратите внимание на выделение пузырьков газа. Составьте уравнение реакции, используя метод электронного баланса:
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Чем является пероксид водорода в этой реакции? Сделайте вывод, почему Н2О2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность? В каких случаях Н2О2 является окислителем, а в каких – восстановителем?
Опыт 3.
Термическое разложение бихромата аммония (NH4)2Cr2O7 (Опыт проводится демонстрационно для всей лаборатории.)
Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония (NH4)2Cr2O7 в виде горки на керамическую плитку или в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени горелки стеклянную палочку и внесите ее в середину подготовленной горки. Палочку необходимо подержать несколько секунд для начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Составьте уравнение электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. Подберите коэффициенты в реакции, протекающей по схеме:
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + H2O.
К какому типу принадлежит данная окислительно-восстановительная реакция.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА