Лабораторная работа №4 / Лаболаторная работа №3

МИНОБРНАУКИ РОССИИ

Санкт-Петербургский государственный

электротехнический университет

«ЛЭТИ» им. В.И. Ульянова (Ленина)

Кафедра Физической химии

отчет

по лабораторной работе №3

по дисциплине «Химия»

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Студент гр. 8802		Попов А. П.
Преподаватель		Васильев Б. В.

Санкт-Петербург

Цель работы.

Изучение окислительно-восстановительных реакций и усвоение ионно-электронного метода уравнивания

Основные теоретические положения.

Окислительно-восстановительные процессы связаны с перераспределением электронов между атомами или ионами веществ, участвующих в реакции.

Принято считать процесс отдачи веществом электронов окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участвующее в реакции, должно их присоединить, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

Процесс окисления-восстановления с участием кислородсодержащих ионов является сложным процессом, поскольку одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происходит разрыв ковалентных связей. Такие реакции протекают с участием молекул или ионов среды. Существует несколько методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, наиболее совершенным среди которых является ионно-электронный метод. Сущность этого метода заключается в следующем:

1. Вначале составляют частные схемы процесса окисления и процесса восстановления, записывая вещества в той форме, в какой они существуют в растворе: сильные электролиты в ионной форме, слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в молекулярной.

2. С участием ионов среды ( Н⁺ в кислой, ОН⁻ в щелочной) или молекул Н₂О осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.

3. Составленные уравнения полуреакций суммируют, умножая на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате получают ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения в схему реакции, написанной в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участия в процессах окисления и восстановления.

Экспериментальные результаты.

Опыт 4.1. К 5 каплям раствора соли трехвалентного хрома по каплям добавили избыток щелочи до получения хромита (до растворения первоначально образующегося осадка). Затем добавили перекись водорода.

Cr₂(SO₄)₃ + NaOH → жидкость с зелёным осадком

Cr(OH)₃ + NaOH→ осадок растворился

Cr(OH)₃ + H₂O₂ → жидкость с зеленым осадком

Опыт 4.3. В три пробирки налили по 5 капель раствора перманганата

калия. В первую добавили 5 капель раствора кислоты, во вторую 5 капель воды, а в третью 5 капель концентрированного раствора едкого натра. Затем во все три пробирки добавили по несколько капель сульфита натрия Na₂SO₃. KMnO₄ + HCl + Na₂SO₃ → появился коричный осадок, через некоторое время жидкость стала прозрачной

KMnO₄ + H₂O + Na₂SO₃ → медленно появился коричневый осадок в бесцветной жидкости.

KMnO₄ + NaOH + Na₂SO₃ → выпал бурый, хлопкообразный осадок

Опыт 4.5. К 5 каплям раствора соли двухвалентного марганца добавили по каплям раствор NaOH до образования осадка. Затем к этой смеси добавили несколько капель пероксида водорода.

MnSO₄ + NaOH → получилась жидкость с белым осадком (результат)

результат + H₂O₂ → получилась жидкость с бурым осадком

Опыт 4.6. К 5 каплям раствора перманганата калия прибавили несколько капель разбавленной соляной кислоты для подкисления. Затем прибавили 5 капель пероксида водорода.

KMnO₄ + HCl + H₂O₂ → жидкость побурела, через некоторое время можно заметить пузырьки газа

Обработка экспериментальных результатов.

Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

подбираются ионно-электронным методом. В первом опыте - с пояснениями.

Обработка результатов в соответствии с экспериментами:

Опыт 4.1.

Cr(OH)₃ + H₂O₂ → H₂CrO₄ + H₂O;

1.) Частные схемы процесса окисления и восстановления, материальный и электронный баланс:

Cr³⁺O₂ + 4OH^- - 3e^-→ Cr⁶⁺O₄ + 2H₂O 2

H₂O^1-₂ + 2e^- → 2OH^- 3

2.) Суммирование уравнений полуреакций, умноженных на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В итоге получается ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

2CrO₂ + 8OH^- + 3H₂O₂ → 2CrO₄ + 4H₂O + 6OH^-

2CrO₂ + 2OH^- + 3H₂O₂ → 2CrO₄ + 4H₂O

3.) Перенос соответствующих коэффициентов из ионно-молекулярного уравнения в схему реакции, написанной в молекулярной форме. Количество ионов, не принимавших участия в процессах окисления и восстановления уравнено:

2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ + 8H₂0.

Соль хрома проявляет окислительные свойства (отдает три электрона)

Опыт 4.3.

1) KMnO₄ + HCl + Na₂SO₃ → Na₂SO₄ + KCl + MnCl₂ + H₂O;

(Mn⁷⁺O₄)^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O 2

(S⁴⁺O₃)^2- + H₂O - 2e^- → (S⁶⁺O₄)^2- + 2H⁺ 5

2(MnO₄)^- + 16H⁺ + 5(SO₃)^2- + 5H₂O → 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5(SO₄)^2- + 10H⁺;

2(MnO₄)^- + 6H⁺ + 5(SO₃)^2-→2Mn²⁺ + 3H₂O + 5(SO₄)²⁻;

2KMnO₄ + 6HCl + 5Na₂SO₃ → 5Na₂SO₄ + 2KCl + 2MnCl₂ + 3H₂O.

В кислой среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать ионы H⁺ и молекулы H₂O

2) KMn⁷⁺O₄ + H₂O + Na₂S⁴⁺O₃ → Na₂S⁶⁺O₄ + KOH + Mn⁴⁺O₂

(S⁴⁺O₃)^2- + 2OH⁻ - 2e^- → S⁶⁺O₄²⁻ + H₂O 3

(Mn⁷⁺O₄)^- + 2H₂O + 3e^- → Mn⁴⁺O₂ + 4OH^- 2

3(SO₃)^2- + 6OH^- + 2(MnO₄)^- + 4H₂O → 3(SO₄)^2- + 3H₂O + 2Mn⁴⁺O₂ + 8OH^-

2KMnO₄ + H₂O + 3Na₂SO₃ → 3Na₂SO₄ + 2KOH + 2MnO₂

В нейтральной среде в левой части уравнения полуреакции используются только молекулы воды, а в правой как ионы H⁺, так и OH⁻

3) KMn⁷⁺O₄ + NaOH + Na₂SO₃ → Na₂Mn⁶⁺O₄ + Na₂S⁶⁺O₄ + K₂Mn⁶⁺O₄ + H₂O

(Mn⁷⁺O₄)^- + 1e^- → (Mn⁶⁺O₄)^2- 2

(S⁴⁺O₃)^2- + (OH)^- -2e^- → (S⁶⁺O4)^2- + H₂O 1

2(Mn⁷⁺O₄)^- + (S⁴⁺O₃)^2- + OH^- → 2(Mn⁶⁺O₄)^2- + (S⁶⁺O₄)^2- + H₂O

2KMnO₄ + 2NaOH + Na₂SO₃ → Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В щелочной среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать молекулы H₂O и ион OH⁻

Опыт 4.5.

2) Mn²⁺(OH)₂^- + H₂O₂^1- → Mn⁴⁺O₂ + H₂O^2-

Mn²⁺(OH)₂^- -2e^- → Mn⁴⁺O₂ + 2H⁺ 2

H₂O₂^1- + 2H⁺ + 2e^- → 2H₂O^2- 2

2Mn²⁺(OH)₂ + 2H₂O₂ + 4H⁺ → 2Mn⁴⁺ O₂ + 4H⁺ + 4H₂O

Mn(OH)₂ + H₂O₂ → MnO₂ + 2H₂O

Пероксид водорода проявляет восстановительные свойства.

Опыт 4.6.

KMn⁷⁺O₄ + HCl + H₂O₂^- → KCl + Mn²⁺Cl₂ + H₂O + O₂⁰

(Mn⁷⁺O₄)^- + H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + H₂O 1

H₂O₂^- -e^-→ H₂O + 2O⁰ 5

Mn⁷⁺O₄^- + H⁺ + 5H₂O₂ → Mn²⁺ + 6H₂O + 5O⁰

2KMnO₄ + 6HCl + 5H₂O₂ → 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O + 5O₂

Выводы.

Окислительно-восстановительные реакции - это реакции перераспределения электронов между атомами или ионами веществ, участвующих в реакции.

Окислительно-восстановительные реакции - это сложный процесс так как одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происходит разрыв ковалентных связей. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакции самым совершенным методом является метод ионно-электронного баланса.

В зависимости от среды в которых проходят окислительно-восстановительные реакции, нужно учитывать молекулы и ионы среды в реакции. В кислой среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать ионы H⁺ и молекулы H₂O. В нейтральной среде в левой части уравнения полуреакции используются только молекулы воды, а в правой как ионы H⁺, так и OH⁻. В щелочной среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать молекулы H₂O и ион OH⁻.

2018