Метод полуреакций (ионно-электронный метод)

Этот метод используется для реакций, протекающих в растворах электролитов. Он основан на составлении уравнений двух полуреакций (отдельно для процессов окисления и восстановления) с их последующим суммированием.

В уравнениях полуреакций должны выполняться законы сохранения вещества (материальный баланс − сумма атомов в левой к правой частях должна быть одинаковой) и сохранение энергии (зарядовый баланс − суммарный заряд всех частиц в левой и правой части должен быть одинаковым).

Например, для схемы реакции

NaNO₂ + КМnО₄ + H₂SO₄ → NaNO₃ + K₂SO₄ + MnSO₄ + Н₂О

следует вначале составить схему реакций в ионном виде:

NO₂^– + МnО₄^–+ Н⁺ → NO₃^–+ Мn²⁺ + Н₂О,

а затем записать полуреакции отдельно для процессов окисления и восстановления:

5 NO₂^– + Н₂О – 2е⁻ → NO₃^– + 2H⁺

2 MnO₄^– + 8Н⁺ + 5е⁻ → Мn²⁺ + 4Н₂О

Помножив полуреакцию окисления на число 5, а полуреакцию восстановления на число 2 (при этом уравнивается и сокращается число электронов), производим их сложение:

5NO₂^– + 5Н₂О + 2МnО₄^– + 16Н⁺ → 5NO₃^– + 10Н⁺ + 2Мn²⁺ + 8Н₂О

Сократив подобные, получим ионное уравнение

5NO₂^– + 2МnО₄^–+ 6Н⁺ → 5NO₃^–+ 2Мn²⁺ + 3Н₂О,

в соответствии с которым молекулярное уравнение реакции имеет вид:

5NaNO₃ + 2КМnО₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Для составления полуреакций самостоятельно, руководствуются следующими правилами:

1. В кислой среде восстановитель при необходимости присоединяет атомы кислорода от воды, при этом образуются Н⁺ - катионы; окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода катионам водорода, при этом образуется вода.

2. В нейтральной и щелочной средах

восстановитель при необходимости присоединяет атомы кислорода от ОН^–-ионов (один атом от двух ионов), при этом образуется вода;

окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода молекулам воды, при этом образуются ОН^–-ионы (два иона из одной молекулы H₂O).

2. Экспериментальная часть

Целью работы является практическое ознакомление с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с различными типами окислительно-восстанови­тельных реакций, с методами составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Опыт 1. Реакции с участием кислорода воздуха

Взять две пробирки, в одну поместить микрошпатель сульфата железа (II), в другую 2-3 капли раствора сульфата марганца (II). Сульфат железа растворить в воде, затем в обе пробирки ввести раствор щелочи КОН. Встряхивая пробирки, наблюдать потемнение осадков. Почему осадки темнеют?

Составить уравнения реакций получения гидроксидов железа (II) и марганца (II), их последующего окисления кислородом воздуха (в присутствии воды в качестве среды) до Fe(OH)₃ и Мn(ОН)₄. Коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях подобрать методом электронного баланса. Отметить цвет осадков Fe(OH)₂ и Fe(OH)₃; Mn(OH)₂ и Мn(ОН)₄ Сделать вывод о роли кислорода, Fe(OH)₂ и Мп(ОН)₂ в этих реакциях.

Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия

В пробирку поместить 2-3 капли дихромата калия К₂Сr₂О₇, добавить 7-8 капель серной кислоты, внести в подкисленный раствор один микрошпатель кристаллического сульфата железа (II), размешать. Наблюдать изменение окраски при протекании реакции. Записать схему реакции, учитывая, что продуктами является сульфат хрома (III), сульфат железа (III), сульфат калия и вода. Определить тип окислительно-восстановительной реакции, подобрать коэффициенты методами электронного баланса и полуреакций.

Опыт 3. Окислительные свойства ионов металлов в высших степенях окисления

а) Ион Fe³⁺ − окислитель. В пробирку поместить 2-3 капли раствора хлорида олова (II) и добавить одну каплю раствора FeCl₃. Добавить к продуктам реакции одну каплю роданида аммония NH₄SCN. При появлении красного окрашивания раствора добавить еще две-три капли хлорида олова (II).

Протекающие реакции записать последовательно: сначала окисление хлорида олова (II) до хлорида олова (IV), затем, если реакция прошла не до конца, записать уравнение качественной реакции на ионы Fe³⁺:

FеCl₃ + 3NH₄SCN → Fe(SCN)₃ + 3NH₄Cl

В случае, если Fe³⁺ восстановился полностью, красная окраска раствора исчезает. Написать уравнение реакции восстановления FеCl₃ хлоридом олова (II), коэффициенты подобрать двумя методами, обратить внимание на то, что в этом случае они идентичны. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах ионов Fe³⁺и Sn²⁺.

б) Ион Fe³⁺ − окислитель. В пробирку поместить 5-6 капель раствора железа (III) и 1-2 капли раствора соли йодида калия. Содержимое пробирки разбавить дистиллированной водой до изменения цвета осадка и добавить 1-2 капли раствора крахмала. О чем свидетельствует появление синей окраски? Подобрать стехиометрические коэффициенты методом полуреакций.

в) Ион Bi³⁺ − окислитель. В пробирку поместить 2-3 капли хлорида олова (II), добавить по каплям раствор щелочи NaOH сначала недостаток, в результате чего в пробирке образуется Sn(OH)₂ − белый осадок гидроксида олова (II). Затем прибавить избыток щелочи до полного растворения осадка с образованием тетрагидроксостанната (II) натрия по схеме:

Sn(OH)₂ + NaOH → Na₂[Sn(OH)₄]

К образовавшемуся тетрагидроксостаннату (II) натрия добавить 3-4 капли нитрата висмута (III). Происходит окислительно-восстановительная реакция, уравнение которой записать самостоятельно, учитывая, что она происходит в щелочной среде и что в результате реакции образуется гексагидроксостаннат (IV) натрия, висмут (в виде осадка черного цвета) и нитрат натрия. Подобрать стехиометрические коэффициенты двумя методами. К какому типу относится реакция? Указать в ней окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Окислительные свойства йода

а) В фарфоровую чашку поместить 1 г железа в порошке и добавьте 10-15 мл воды. На часовом стекле отвесьте на технических весах примерно 2 г кристаллического йода. Небольшими порциями вносите йод в чашку с железом и водой, непрерывно размешивая стеклянной палочкой. Что наблюдается в ходе реакции? Описать ход реакции. Записать схему реакции, уравнять реакцию методом электронного баланса.

б) В пробирку поместить 5-6 капель раствора йодида натрия и добавить по каплям раствор серной кислоты до появления желто-бурой окраски. Полученный раствор разбавить дистиллированной водой, чтобы его цвет стал бледно- желтым. Затем прибавить 1-2 капли свежеприготовленного раствора крахмала. Отметить цвет раствора. Записать схему реакции, уравнять реакцию методом электронного баланса.

Опыт 5. Окислительные свойства меди

В пробирку поместить тщательно очищенный железный гвоздь и добавить до 1/3 объёма раствора соли меди (II). Что происходит на поверхности железа? Подобрать стехиометрические коэффициенты двумя методами. Указать в протекающей реакции окислитель и восстановитель.

Опыт 6. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия

Перманганат-ион МnО₄^– является сильным окислителем. В зависимости от среды восстановление перманганат-иона происходит по-разному.

а) Восстановление МпО₄^– в кислой среде. В пробирку поместить 3-4 капли перманганата калия, добавить 5-10 капель раствора H₂SO₄, а затем внести один микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Что наблюдается при этом?

Написать уравнение реакции самостоятельно, учитывая, что продуктами являются сульфат марганца (II), сульфат натрия, сульфат калия и вода. Подобрать в нём коэффициенты методом полуреакций.

б) Восстановление МпО₄^–в нейтральной среде. Опыт проводится аналогично описанному в пункте 6а, только вместо серной кислоты в пробирку прибавить воду (5-8 капель), а затем один микрошпатель сульфита натрия. Образуется коричневый осадок диоксида марганца, a Na₂SO₃ окисляется до Na₂SO₄. Написать уравнение реакции, подобрать коэффициенты методом полуреакций.

в) Окислительные свойства МпО₄ ^– в сильно щелочной среде. В пробирку поместить 3-4 капли перманганата калия, к раствору перманганата калия добавить 5-10 капель концентрированной щелочи КОН, затем всыпать 1 микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Схема реакции:

КМnО₄ + Na₂SO₃ + КОН → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + Н₂О

Подобрать стехиометрические коэффициенты самостоятельно.

Примечание: Если добавляется щелочь NaOH, то в качестве продуктов образуются одновременно манганат натрия и манганат калия.

В отчёте описать опыт, отметить окраску манганата калия, привести уравнение реакции, подобрав в нём коэффициенты методом полуреакций.

г) Окислительные свойства перманганата калия в слабощелочной среде. При использовании в качестве среды разбавленного раствора щелочи и последующем действии сульфита натрия реакция протекает по схеме, описанной в опыте 6б. Только в самый первый момент может наблюдаться зеленое окрашивание раствора вследствие образования манганата калия (как в опыте 6в):

КМnО₄ + Na₂SO₃ + NaOH(_разб) → K₂MnО₄ + Na₂MnО₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Но вскоре цвет раствора начинает меняться, т. к. образующийся манганат-ион в нейтральной и слабощелочной средах является нестабильным:

К₂МnО₄ + Н₂О → МnО₂ + КМnО₄ + КОН,

так что конечным продуктом восстановления перманганат-иона в нейтральных и слабощелочных растворах является оксид марганца (IV).

Подобрать коэффициенты к обеим схемам окислительно-восстановительных реакций. К каким типам они относятся?

Вывод о влиянии среды на окислительные свойства перманганата калия рекомендуется сделать по следующей схеме:

кислая среда + 5 е⁻

МnО₄⁻ нейтральная и слабощелочная + 3е⁻

сильнощелочная + 1е⁻

Записать против каждой стрелки соответствующий продукт с указанием его окраски. В какой среде перманганат-ион восстанавливается максимально, а в какой – минимально?