Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от соединения, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) - метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции:

KMnO₄ + HCl  KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2. Находят элементы, в которых изменяется степень окисления:

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1  KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3. Составляют электронные уравнения:

Mn⁺⁷ + 5ē  Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē  Cl₂⁰

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для окислителя и восстановителя:

2	Mn^+7+ 5ē  Mn^+2 – процесс восстановления, окислитель
5	2Cl^-1- 2ē  Cl2^0 – процесс окисления, восстановитель

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1  2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

2Cl^-	–  2ē 	Cl2^0	5
MnO4^1- + 8H^+	+ 5ē 	Mn^2+ + 4H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺  5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

5. Оставшиеся элементы уравнивают в следующей последовательности:

• Металлы,

• Кислотные остатки или неметаллы (кроме водорода и кислорода),

• Уравнивают водород,

• Проверяют по кислороду.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1  2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от реакции среды.

Ход работы: В три пробирки налейте по 5 капель раствора перманганата калия. В одну из них прибавьте 2 капли 2н раствора серной кислоты, во вторую - 2 капли концентрированного раствора щелочи, в третью – 5 капель воды. В каждую пробирку внесите микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски растворов в двух пробирках и выпадение бурого осадка диоксида марганца в одной из пробирок. При записи схемы реакций следует иметь в виду, что ион Мn²⁺ в растворе бесцветен или слабо розовый, а зеленая окраска присуща манганат - иону МnО₄^2-. Составьте схемы реакций и подберите коэффициенты методом электронного баланса. Результаты опыта оформите в виде таблицы:

рН среды	ион среды	Изменение окраски	схема превращения перманганат иона.
<7	Н^+		Мn O4¯ Mn^2+
7	H2O		Мn O4¯ MnO2
>7	OH^-		Мn O4¯ MnO4^2-

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

Реакции в кислой среде.

K₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ 

Реакции в нейтральной среде

K₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂O 

Реакции в щелочной среде.

K₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + KOH 

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя

Степень окисления хрома понижается с +6 до +3. Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового.

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H₂S^-2 + H₂SO₄ 

Опыт №2. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с концентрированными и разбавленными кислотами.

Кислота	Активные металлы H2 Неактивные металлы
	Li Al
HCl(к), (р) (H2SO4(p) H3PO4 CH3COOH)	H^+ │ │ Не реагируют 0 │ Ag + HCl 
H2SO4(к)	Не реагирует ↓ ↓ ↓ только с Pt, Au SO2 S H2S  Продукты восстановления Увеличение активности металла. Пассивируются Al, Fe
HNO3(р)	Не реагирует ↓ ↓ ↓ ↓ с Pt, Au NO N2O N2 NH3(NH4^+)  Продукты восстановления Уменьшение концентрации кислоты Увеличение активности металла. Пассивируется Ti
HNO3(к)	Не реагирует с ↓ Pt, Au NO2 Пассивируюся Fe, Ni, Cr, Ti, Al

Лабораторная работа № 11