Лабораторная работа №14 окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Оборудование: 0,1 М раствор Н₂SO₄, 0,5 Н раствор СuSO₄, разбавленные растворы KMnO₄ и К₄[Fe(CN)₆], имеющие не очень интенсивную окраску, 2М раствор КОН и NaOH, кристаллические Na₂SO₃ и иод, Zn, Mg, Fe (опилки), Cu (стружки), металлическая скрепка (кнопка), штатив, пробирки, держатель, дистиллированная вода, спиртовка, спички, бромная вода.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЯСНЕНИЯ

Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называются окислительно-восстановительными. Число электронов, смещенных от атома (иона) данного элемента к атому (иону) данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).

Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества отдающие электроны, восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (CI^-, S^2-, SO₃^2- и др.), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe²⁺, Sn²⁺ и др.), некоторые соединения углерода (углеводороды, оксид углерода), азота (азотоводороды), бора (бороводороды) и др.

Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающие электроны, называют окислителями. К окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления (Pb⁺⁴, Cr⁺⁶, Ge⁺⁴), анионы, в которых электроположительный элемент имеет высокую степень окисления (NO₃^-, Cr₂O₇^2-, MnO₄^- и др.), высшие оксиды, а также пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называют внутримолекулярными.

Направление окислительно-восстановительных реакций определяется вторым законом термодинамики. Если процесс протекает при изобарно-изотермических условиях, то прямая реакция возможна при условии, что энергия Гиббса ее ниже нуля: .

Окислительно-восстановительную способность вещества определяет окислительно-восстановительный потенциал реакции (редокс-потенциал) окислительная способность веществ тем выше, чем больше положительное значение окислительно-восстановительного потенциала реакции.

В общем виде обратимую реакцию окисления-восстановления можно записать уравнением

где Ox – окисленная форма веществ; Red – восстановленная форма веществ. Уравнение окислительно-восстановительного потенциала () для этой реакции имеет вид

где –стандартный окислительно-восстановительный потенциал; ,–активности соответственно окисленной и восстановленной форм веществ.

В случае, если в окислительно-восстановительных реакциях участвуют ионы водорода или гидроксида, потенциалы этих реакций зависят от pH, например, для реакции

NO₃^- + 3H⁺ + 2e^- = HNO₂ + H₂O

МЕТОДИКА ПРОВЕДЕНИЯ ОПЫТОВ

Опыт 1: восстановительные свойства металлов.

а) Восстановление ионов Н⁺ металлами.

В три пробирки налейте по 2-3 мл 0,1М раствора серной кислоты. В одну пробирку внесите магний или цинк, во вторую – железо, в третью – медь.

Запишите наблюдения, составьте уравнения протекающих реакций и объясните результаты опыта.

б) Восстановление ионов меди металлическим железом.

Прилейте в пробирку 3-5 мл 0,5Н раствора сульфата меди (II) и погрузите в него металлическую скрепку (кнопку). Через 2 минуты выньте скрепку: что отложилось на ее поверхности? Для каких практических целей служит данная реакция? Какими химическими свойствами обладают все металлы? Назовите три положительных иона металлов с наиболее выраженными окислительными свойствами.

Опыт 2: влияние pH среды на окислительно-восстановительные реакции.

а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия.

В три пробирки налейте по три миллилитра раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 2 мл 1 М раствора серной кислоты, во вторую 2 мл Н₂О, в третью 2 мл 2М раствора КОН.

В каждую пробирку добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO₄^-, слабо-розовая (бесцветная) – для ионов Mn²⁺, бурый цвет имеют осадки МnО₂ и Мn(ОН)₂.

б) Окисление Fe(II) до Fe(III) в кислой и щелочной среде.

1. К свежеприготовленному раствору FeSO₄ (полученному растворением взятых в избытке опилок железа в разбавленной серной кислоте) прилейте раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? Что происходит после взаимодействия полученного осадка с кислородом воздуха? Составьте уравнение реакции и объясните результаты опыта.

2. К свежеприготовленному раствору FeSO₄ добавьте 2 мл 1М раствора серной кислоты и несколько капель бромной воды. В пробирку добавьте 2 капли раствора К₄[Fe(CN)₆]. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции и объясните результаты опыта.

Опыт 3: Реакции диспропорционирования.

Кристаллик иода обработайте небольшим количеством 2 М раствора гидроксида натрия при слабом нагревании. Полученный раствор подкислите.

Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что образуется иодат и иодид натрия.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Задача 1: Определите степень окисления серы в соединениях: Н₂S, Na₂S₂O₃, H₂SO₃, H₂SO₄.

Решение: При определении степени окисления (СО) элемента в молекуле исходят из предпосылок:

- молекула в целом электронейтральная;

- все связи в молекуле ионные;

- из двух соседствующих атомов отрицательный заряд приобретает тот, который более электроорицателен;

- СО между одинаковыми атомами равно нулю;

- водород (протон) всегда имеет СО +1, кроме в молекулах гидридов, где водород имеет СО равная -1;

- СО кислорода (кроме с фтором) всегда равна -2.

Таким образом: (Н⁺¹₂S^х)^о, 2(+1) + х = 0; х = -2;

(Na⁺¹₂S^х₂O^-2₃)⁰ , 2(+1) + 2х + 3(-2) =0, 2х = 6 – 2= 4, х= 2;

(H⁺¹₂S^хO^-2₃), 2(+1) + х + 3(-2) =0, х= 6- 2=4;

(H⁺¹₂S^хO^-2₄), 2(+1) + х + 4(-2) =0, х= 8 - 2= 6;

Задача 2: Методами электронного баланса и полуреакций расставить коэффициенты в межмолекулярной окислительно-восстановительной реакции

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ Fe₂ (SO₄)₃ + MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Решение: Определив степени окисления элементов, находящиеся в молекулах, участвующих в ОВР можно убедиться, что железо (II) окисляется в железо (Ш), а марганец (VII) восстанавливается до марганца (II).

Fe⁺² – 1е^- Fe⁺³, Mn⁺⁷ + 5е^- Mn⁺⁷

а) метод электронного баланса предусматривает уравнивание количества электронов в процессах окисления и восстановления. Так как в продуктах реакции имеем два атома железа, то при составлении ионных полуреакций необходимо электронный баланс вести из расчета двух ионов железа (II)):

2Fe⁺² – 2е^- 2Fe⁺³ (х5)

Mn⁺⁷ + 5е^- Mn⁺² (х2)

10Fe⁺² + 2Mn⁺⁷ 10Fe⁺³ + 2Mn⁺⁷

Переставляя соответствующие коэффициенты в уравнении реакции, получим:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициенты перед серной кислотой можно вычислить как разницу между количеств сульфат анионов в продуктах и исходных реагентов реакции. (3х5 + 2 + 1) – 10 = 8

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициенты для молекул воды получим из количеств протонов в серной кислоте. Так, из 2х8=16 водородов получатся 16: 2=8 молекул воды. Таким образом, можно написать окончательное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O

б) В методе полуреакций заряженные ионы- окислители и восстановители рассматриваются а составе катионов или анионов сложных молекул. Например, марганец (VII) в анионе (MnO₄)^2-:

2Fe⁺² – 2е^- 2Fe⁺³ (х5)

(Mn⁺⁷O₄)^{2 -} + 8Н⁺ + 5е- Mn⁺² + 4 H₂O (х2)

10Fe⁺² + 2(Mn⁺⁷O₄)^{2 -} + 16Н⁺ 10Fe⁺³ + 5 Mn⁺² + 8H₂O или

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O

Задача 3: Закончите реакцию и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

Na₂AsO₃ + KMnO₄ + KOH Ma₂AsO₄ + ......

Решение: После определения СО можно убедиться, что в данной реакции Na₂AsO₃ - восстановитель, так как As⁺⁴ -2е^- As⁺⁶. Из этого следует, что KMnO₄ – окислитель. Известно, что в зависимости от рН среды Mn⁺⁷ может по - разному восстанавливаться, а именно:

^{рН >7} Mn⁺⁶ (MnO₄)^-2

Mn^{+7 рН=7} Mn⁺⁴ (MnO₂)

^рН<7 Mn⁺²

Так как в нашем случае реакция протекает в присутствии щелочи, то рН>7 и продуктом реакции будет К₂Mn₂O₄ и вода.

Na₂AsO₃ + KMnO₄ + KOH Na₂AsO₄ + К₂MnO₄ + H₂O

Как было описано выше, расставим коэффициенты, методом электронного баланса:

Mn⁺⁷ + е^- Mn⁺⁶ (х 2)

As⁺⁴ - 2е^- As⁺⁶ (х1)

Расчеты показывают, что в этой реакции коэффициенты не нужны, так как она уже уравнена.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКЛОНТРОЛЯ

1. Методами электронного баланса и полуреакций уровнять приведенные ниже межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

1.1 HBr + H₂SO₄ Br₂ + SO₂ + H₂O

1.2 HNO₃ + HCI NOCI + CI₂ + H₂O

1.3 KI + HNO₃ + H₂SO₄ K₂SO₄ + I₂ + NO₂ + H₂O

1.4 KMnO₄ + HCI KCI + MnCI₂ + CI₂ + H₂O

1.5 HNO₃ + S H₂SO₄ + NO

1.6 K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + SO₂ K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

1.7 P + HNO₃ H₃PO₄ + NO

1.8 KI + H₂O₂ I₂ + KOH

1.9 HCI + H₂O₂ CI₂ + H₂O

1.10 KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ K₂SO₄ + MnSO₄ + Na₂SO₄ H₂O

1.11 K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄+ H₂O

1.12 KCrO₂ + Br₂ + KOH K₂CrO₄ + KBr + H₂O

1.13 Cr₂O₃ + KOH + KCIO₃ K₂CrO₄ + KCI + H₂O

1.14 NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ NaNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

1.15 I₂ + KOH KOCI + KCI + H₂O

1.16 CI₂ + KOH KCIO₃ + KCI + H₂O

1.17 HCI + K₂Cr₂O₇ CI₂ + CrCI₃ + KCI + H₂O

1.18 Sn + HNO_3(разб) Sn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

1.19 H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ K₂SO₄ + MnSO₄ + O₂ + H₂O

1.20 HBr + H₂SO₄ Br₂ + SO₂ + H₂O

1.21 NaBr + MnO₂ + H₂SO₄ MnSO₄ + Na₂SO₄ + Br₂ + H₂O

1.22 HCI + MnO₂ MnCI₂ + CI₂ + H₂O

1.23 H₂SO₃ + CI₂ + H₂O H₂SO₄ + HCI

1.24 KNO₂ + KI + H₂SO₄ NO + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

1.25 FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

2. Закончите реакцию и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

1. Mn(OH)₂ + CI₂ + KOH MnO₂ + ......

2. SO₂ + Br_{2 +} H₂O H₂SO₄ + ........

3. FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + .......

4. K[Cr(OH)₄] + Br₂ + KOH K₂CrO₄ + ......

5. S+ CI₂ + H₂O H₂SO₄ + ....

6. H₂S + CI₂ + H₂O H₂SO₄ + ......

7. NH₃ + O₂ NO + .....

8. MnO₂ + O₂ + KOH K₂MnO₄ + ........

9. K₂MnO₄ + CI₂ KMnO₄ + ......

10. S+ HNO_3(разб) H₂SO₄ + .......

11. Fe + HNO_3(конц) Fe(NO₃)₃ + ........

12. PB + HNO_3(разб) Pb(NO₃)₂ + ....

13. KNO₂ + KMnO₄ + H₂O KNO₃ + ....

14. H₃PO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ H₃PO_{4 + .....}

15. PH₃ + KMnO₄ + HCI H₃PO₄ + .....

16. NaBr + NaBrO₃ + H₂SO₄ Br₂ + .......

17. Mn(OH)₂ + CI₂ + KOH MnO₂ + .....

18. Fe (OH)₂ + Br₂ + KOH Fe(OH)₃ + .....

19. Na[Cr(OH)₄] + CI₂ + NaOH Na₂CrO₄ + ......

20. FeS₂ + O₂ SO₂ + .....

21. HCIO₃ CIO₂ + ........

22. H₂MnO₄ MnO₂ + ....

23. KBrO KBr + .......

24. P+ H₂O H₃PO₄ + .....

25. I₂ + Ba(OH)₂ Ba (IO₃)₂ + ......

ЛИТЕРАТУРА

1. Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия.– М.: Высш. шк., 1981.– с. 214-219.

2. Н.Л. Глинка. Общая химия.– Л.: Химия, 1983.– с. 255-263.

3. Н.Б. Любимова. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии.– М.: Высш. шк., 1990.– с. 242-247.

4. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии.– Л.: Химия, 1985.– с. 151-153; 155-164.