Окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов

ОПЫТ 1. В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора H₂SO₄. В одну из них добавить 2-3 капли раствора барий хлорида, а в другую – цинка. Что представляет собой осадок, выпавший в первой пробирке? Какой газ выделяется во второй пробирке?

ОПЫТ 2. Внесите в пробирку 2-3 капли раствора HCl и 4 капли фенолфталеина. Отметив полученный цвет индикатора, добавляйте по каплям раствор натрий гидроксид до появления малиновой окраски.

В другую пробирку внесите 2-3 капли концентрированной HCl и несколько кристаллов KMnO₄. Какие продукты образуются в результате реакции?

ОПЫТ 3. В одну пробирку внесите 1-2 микрошпателя порошка свинец (II) карбоната, а в другую столько же свинец (II) нитрата. Закрепив пробирки наклонно в металлическом штативе, нагрейте их в пламени спиртовки. Наблюдайте выделение газа в обеих пробирках.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите уравнения реакций для каждого из этих опытов.

2. Укажите, какие из них относятся к окислительно-восстановительным?

3. Какие вещества являются окислителями и восстановителями?

Лабораторная работа № 2

Реакции окисления-восстановления без участия среды

ОПЫТ 1. В пробирку с 3-4 каплями раствора соляной или серной кислоты опустите металлическое железо. Отметьте выделение газа.

ОПЫТ 2. В пробирку с 5-6 каплями раствора CuSO₄ опустите металлический цинк. Как изменились поверхность цинка и цвет раствора?

ФОРМА ОТЧЕТА:

Напишите уравнения реакций и укажите окислитель и восстановитель.

Лабораторная работа № 3

Влияния рН среды на протекание ов реакций

ОПЫТ 1. В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора KMnO₄. В первую пробирку добавьте 2-3 капли раствора H₂SO₄ (рН < 7), во вторую – 2-3 капли H₂O (рН ≈ 7), а в третью – 2-3 капли конц. раствора NaOH (рН > 7). Затем в каждую из пробирок внесите несколько кристаллов KNO₂ или Na₂SО₃. Тщательно перемешайте содержимое пробирки стеклянными палочками. Отметьте изменение окраски растворов во всех пробирках.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите уравнения соответствующих реакций, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для иона MnO₄ˉ, зеленая – для иона MnO₄²‾, бесцветная – для иона Mn²⁺, осадок бурого цвета – MnO₂.

2. Расставьте коэффициенты в уравнениях выполненных реакций методом ионно-электронных схем (метод полуреакций).

Лабораторная работа № 4

Окислительно-восстановительные реакции, в которых окислитель и восстановитель выполняют одновременно функцию среды

ОПЫТ 1. Внести в пробирку 5-8 капель H₂SO₄ конц. и кусочек цинка. Осторожно нагрейте содержимое пробирки и определите выделение серы (IV) оксида по его резкому характерному запаху. Через 3-5 минут появятся коллоидная сера и запах сероводорода.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Запишите соответствующие уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакции.

2. В каждом случае укажите, количество вещества (моль) серной кислоты участвовавшей в реакции.

Лабораторная работа № 5

Реакции диспропорционирования

ОПЫТ 1. В пробирку с 5-6 каплями калий нитрита добавьте 2-3 капли раствора серной кислоты. Наблюдайте выделение бурого газа.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Напишите уравнение реакции взаимодействия калий нитрита с серной кислотой.

2. Напишите уравнение реакции разложения образовавшейся азотистой кислоты с получением оксидов азота NO и NO₂.

3. Какая из этих реакций является окислительно-восстановительной?

4. Укажите окислитель и восстановитель.

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Для составления уравнений ОВР используют два метода: 1) метод электронного баланса; 2) электронно-ионный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса рекомендуется использовать для реакций, протекающих в газовой или твердой фазах.

Электронно-ионный метод применяется для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах. Этот метод основан на составлении двух полуреакций: для окисления восстановителя и восстановления окислителя, с последующим суммированием их в общее ионное уравнение. При использовании этого метода записывают полуреакции с ионами или молекулами сопряженных окисленной и восстановленной форм в том виде, как они существуют в растворе.

Метод полуреакций учитывает реально существующие в растворе ионы и молекулы, (слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде, сильные электролите – в виде ионов).

Метод полуреакций учитывает роль среды. Если реакция протекает в кислой среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы H₂O и ионы водорода Н⁺. На каждый недостающий атом кислорода в одной из частей полуреакции нужно добавить по одной молекуле воды, тогда во вторую часть полуреакции пойдет удвоенное число ионов водорода.

Составим уравнение реакции окисления натрий сульфита калий перманганатом в кислой среде:

5 Na₂SO₃ + 2 KМnO₄ + 3 H₂SO₄  5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

S O₃²ˉ + H₂O – 2 ē → SO₄²ˉ + 2 H⁺ 5

MnO₄ˉ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O 2

5SO₃²ˉ + 5H₂O + 2MnO₄ˉ + 16H⁺ → 5SO₄²ˉ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

После приведения подобных членов, получим краткое ионное уравнение реакции:

5 SO₃²ˉ + 2 MnO₄ˉ + 6 H⁺ → 5 SO₄²ˉ + 2 Mn²⁺ + 3 H₂O

По ионному уравнению расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении химической реакции.

Если реакция протекает в щелочной среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы воды и ионы ОНˉ. На каждый недостающий в одной из частей полуреакции атом кислорода нужно добавить по два иона ОНˉ, тогда во вторую части реакции пойдет уменьшенное в два раза число молекул воды.

Na₂SO₄ + 2 KМnO₄ + 2 KOH Na₂SO₄ + 2 K₂MnO₄ + H₂O

S O₃²ˉ + 2 OHˉ – 2 ē → SO₄²ˉ + H₂O 1

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄²ˉ 2

SO₃²ˉ + 2 OHˉ + 2 MnO₄ˉ → SO₄²ˉ + H₂O + 2 MnO₄²ˉ

Если реакция протекает в нейтральной среде, то в полуреакции могут быть включены молекулы воды и ионы Н⁺,ОНˉ.

Таким образом, при составлении уравнений ОВР методом полуреакций следует придерживаться такого порядка:

1) составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся в условиях реакции ионов и молекул;

2) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой части полуреакции;

3) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для чего прибавить к левой и правой части уравнения необходимое число электронов;

4) подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении;

5) сложить уравнения полуреакций и написать суммарное ионное уравнение;

6) расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

1. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители.

2. Типы ОВР (межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования). Методы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР.

3. Влияние кислотности среды на протекание ОВР. Написать уравнения реакций взаимодействия KMnO₄ с KNO₂ в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), расставить коэффициенты в соответствующих уравнениях реакций методом полуреакций.

4. Закончите уравнения следующих ОВ реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакции:

а) KMnO₄ +FeSO₄ + H₂SO₄ →

б) KMnO₄ +K₂SО₃ + KOH →

в) KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ →

г) K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ →

д) K₂Cr₂O₇ + KI + HCl →

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций.

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с. 131-139;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – с. 231-241.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Суворов, А.В. Общая химия. /А.В. Суворов, А.Б. Никольский. – СПб: Химия, 1994 г. – с. 271-287;

2. Зеленин, К.Н. Химия. / К.Н. Зеленин. – СПб: Специальная литература, 1997 г. – с. 184-187.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В. Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А

06.09.2010

7