Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Общие сведения.
Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
Степень окисления – это гипотетический заряд, который был бы на атомах данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.
Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая степень окисления равна числу электронов, который может принять данный элемент на застраивающейся
np-подуровень:
,
где N
– номер группы. Например, у серы высшая
степень окисления равна 6, а низшая:
6-8=-2. В простых веществах степень окисления
равна нулю. Многие элементы проявляют
в соединениях постоянные значения
степени окисления:
Фтор –1;
Кислород –2, кроме перекиси и пероксидов, в которых степень окисления кислорода –1;
Щелочные металлы +1;
Щелочноземельные металлы +2;
Водород, кроме гидридов и органических соединений, +1.
Степени окисления переменно-валентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «Сумма степеней окисления всех элементов в соединения равна нулю, а в многоатомном ионе - заряду иона».
Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электроны на валентную оболочку, а восстановитель отдаёт электроны.
Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие
1. Определяют степень окисления переменно-валентных элементов, окислитель и восстановитель.
2. Составляют ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления.
3. Приводят число электронов к наименьшему общему кратному. Для этого уравнения полу реакций домножают на соответствующие коэффициенты. Суммируют уравнения полу реакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях.
4. Составляют молекулярное уравнение реакций путём добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов.
Ход работы: Опыт 14. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.
А. Кислая среда. В три пробирки налил по 2 капли раствора перманганата калия и добавил столько же 2 н. серной кислоты. В первую пробирку добавил 4 капли йодида калия. Во вторую пробирку - столько же раствора сульфата железа (II), в третью пробирку – столько же раствора сульфита натрия.
1.
5 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
1 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор стал коричневого цвета.
2.
5 - окисл-ль, процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор обесцветился.
3.
5 - окисл-ль, процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор обесцветился.
Б. Нейтральна среда. В две пробирки налил по 2 капли раствора перманганата калия; в первую пробирку добавил столько же раствора сульфита натрия, во вторую пробирку – раствор сульфата марганца(II).
1
.
3 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции образовался темно-коричневый осадок.
2
.
3 - окисл-ль, процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор стал темно-коричневого цвета.
В. Сильнощелочная среда. В пробирку налил 2 капли раствора перманганата калия, столько же раствора щелочи и 3-4 капли раствора сульфита натрия.
1 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор стал зеленого цвета.
Опыт №14. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.
В пробирку налил 3-процентного раствора перекиси водорода, 2-3 капли 2н. раствора серной кислоты и столько же раствора йодида калия. К содержимому пробирки добавил крахмал.
- раствор стал
коричневым.
1 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
1 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
После добавления в полученный раствор крахмала цвет раствора стал черным.
Опыт №2. Восстановительные свойства галогенидов.
А.
К нескольким каплям раствора бромида
калия добавил столько же хлорной воды
и 4-5 капель четыреххлористого углерода,
выполняющего роль экстрагента (в
бром растворяется лучше, чем в воде).
Встряхнул пробирку, закрыв ее пальцем.
1 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
1 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции образовалось маслянистое пятно (органический слой).
Б. К 3-4 каплям раствора йодида калия добавил 3-4 капли , 2-3 капли
2 н. серной кислоты и 2-3 капли раствора перманганата калия. Четыреххлористый углерод является экстрагентом йода.
5 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
1 - восст-ль, процесс – окисл-е.
В результате реакции осадок в органическом слое стал коричневым.
Опыт №3.
Восстановительные свойства сульфидов.
Налил в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия, 2-3 капли
2 н. серной кислоты и сульфид натрия до обесцвечивания раствора.
5 - окисл-ль, процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции раствор обесцветился.
Опыт №4.
Окислительные свойства сернистой кислоты.
Налил в пробирку 3-4 капли раствора сернистой кислоты и столько же раствора сульфида натрия.
4 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате
реакции раствор помутнел и выделился
газ
.
Опыт №5.
Восстановительные свойства сернистой кислоты.
А. К нескольким каплям разбавленного раствора йода прилить 4-5 капли раствора сернистой кислоты.
2 - окисл-ль,
процесс – восст-е.
2 - восст-ль,
процесс – окисл-е.
В результате реакции цвет раствора стал слабо-желтый, а затем раствор стал бесцветным.
Б. Налил в пробирку несколько капель раствора перманганата калия, 2-3 капли 2 н. серной кислоты и 3-4 капли свежеприготовленного раствора сернистой кислоты.
В результате реакции цвет раствора стал черным.