Окислительно-восстановительные реакции

_{Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - это реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов вследствие смещения или полного перехода электронов от одних атомов или ионов к другим. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Окисление и восстановление - это взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно. Окислителями могут быть атомы и молекулы некоторых неметаллов; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в высшей или в одной из высших степеней окисления MnO4}^-_{, NO3}^-_{, SO4}^2-_{, Cr2O7}^2-_{, ClO3}^-_{, PbO2 и др.; положительно заряженные ионы металлов (Fe}³⁺_{, Au}³⁺_{, Ag}⁺_{, Sn}⁴⁺_{, Hg}²⁺ _{и др.). Типичными восстановителями являются почти все металлы и некоторые неметаллы (С, Н2 и др.) в свободном состоянии; отрицательно заряженные ионы неметаллов (S}^2-_{, I}^- _{и др.), катионы, степень окисления которых может возрасти (Sn}²⁺_{, Fe}²⁺_{, Cu}⁺ _{и др.). Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем и восстановителем. Например, нитрит калия в присутствии сильного окислителя проявляет восстановительные свойства, окисляясь при этом до нитрата}

_{3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O}

_{При взаимодействии с восстановителем, наоборот проявляет окислительные свойства}

_{2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O}

_{Такая окислительно-восстановительная двойственность характерна также для Н2О2, H2SO3 (и ее солей) и т.д.}

_{Составление уравнений ОВР.}

_{Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе его лежит правило, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.}

_{Рассмотрим данный метод на реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в кислой среде.}

_{H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + K2SO4 + H2O}

Затем определяем изменение степеней окисления атомов

_H2S^-2 _{+ KMn}⁺⁷_{O4 + H2SO4 = S}⁰ _{+ Mn}⁺²_{SO4 + K2SO4 + H2O}

Отсюда видно, что степень окисления изменяется у серы и марганца

_{Далее составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:}

_S^-2 _{– 2e = S 5}

_Mn⁺⁷ _{+ 5e = Mn}⁺² _2

_{Находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 молекул H2S и 2 молекулы KMnO4, тогда получим 5 атомов S и 2 молекулы MnSO4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения найдем, что образуется также 1 молекула K2SO4 и 8 молекул воды.}

_{Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:}

_{5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O}

_{Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.}

Лабораторная работа. Окислительно-восстановительные реакции Опыт 1. Окислительные свойства kMnO4 в различных средах.

_{В три конические колбы поместить по 3 капли раствора KMnO4. Затем в первую добавить 2 капли раствора 2 н. H2SO4, во вторую - 2 капли дистиллированной воды, в третью -2 капли раствора NaOH, после чего добавлять по каплям в каждую пробирку раствор Na2SO3 до изменения цвета раствора. Как ведет себя KMnO4 в кислой, нейтральной и щелочной среде ?}

_{KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O}

_{KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH}

_{KMnO4 + Na2SO3 + NaOH  Na2MnO4 + К2SO4 + H2O}

_{Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия.}

_{Налейте в две пробирки по 3-4 капли раствора K2Cr2O7, добавьте в одну из пробирок 3-4 капли 2 н. раствора H2SO4, в другую - 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Обратите внимание на изменение цвета раствора во второй пробирке. Добавьте во все пробирки сульфита натрия. Дайте объяснения наблюдаемым явлениям.}

_{К2Cr2O7+ H2SO4 + Na2SO3  Cr2 (SO4) 3 + К2SO4+ Na2SO4+ H2O}

_{Определите степень окисления для всех элементов, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Опыт 3.Восстановление дихромата калия.}

_{В пробирку налить 5-6 капель раствора дихромата калия, добавить 2-3капли серной кислоты и внести несколько кристалликов сульфида калия. Встряхнуть содержимое пробирки. Наблюдать изменение окраски.}

_{Опыт 4. Окислительно–восстановительные свойства соединений железа (III)}

_{В пробирку налить 4-5 капель раствора KMnO4 и 1-2 капли H2SO4 по каплям добавить раствор сульфата железа (II) до обесцвечивания раствора.}

_{В пробирку налить 4-5 капель раствора хлорида железа и 1-2 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски раствора. В пробирку с 7-8 каплями крахмала внести 1-2 капли полученного раствора. Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2 (SO4 ) 3 + K2SO4 + H2O}

_{FeCl3 +KI FeCl2+KCl+I2}

_{Опыт 5. Самоокисление и самовосстановление (диспропорционирование) сульфита натрия.}

_{В две цилиндрические пробирки поместить по 2-3 кристаллика Na2SO3. Одну пробирку оставить в качестве контрольной. Вторую закрепить в штативе и нагревать в течение 5-6 мин. Дать пробирке остыть. В обе пробирки внести по 2-3 мл дистиллированной воды, размешать стеклянными палочками до растворения солей, находящихся в пробирках. Добавить в каждую пробирку по 2-3 мл раствора CuSO4. Отметить окраску осадков в пробирках. Как объяснить различие окраски? Черный осадок, полученный во второй пробирке, представляет собой сульфид меди. Какой продукт прокаливания сульфита натрия дал с сульфатом меди этот осадок? Написать уравнение реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что вторым продуктом прокаливания является сульфит натрия.}

_{Na2SO3 + H2O +CuSO4 H2SO4+ Cu2O + NaOH}

_{Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Опыт 6. Окислительные свойства пероксида водорода.}

_{В пробирку с 5-6 каплями раствора KI прибавить 3-4 капли 2 н H2SO4 и затем по каплям прибавлять раствор H2O2 до появления желтой окраски. Для обнаружения в растворе йода внести в пробирку несколько капель хлороформа или бензола. Составьте уравнение реакции.}

_{KI + H2O2 + H2SO4  I2 + H2O + K2SO4}

_{Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Опыт 7. Восстановительные свойства пероксида водорода.}

_{В пробирку с 5-6 каплями KMnO4 прибавить 3-4 капли 2 н H2SO4, 5-6 капель пероксида водорода и подогреть. Что происходит? Составить уравнение реакции, учитывая, что пероксид водорода окисляется до кислорода.}

_{KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O}

_{Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Опыт 8. Окисление меди азотной кислотой.}

_{В пробирку поместить кусочек медной проволоки и прибавить 5-6 капель 0,2 н HNO3. Отметить выделение газа, растворение меди и изменение цвета раствора. Составить электронные уравнения реакции, указав окислитель и восстановитель. Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций.}

_{Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O}

_{Контрольные вопросы}

_{1.Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:}

_{a) Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2 б) Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2}

_{в) K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O}

_{2. Определить окислитель и восстановитель и подобрать коэффициенты в следующих реакциях окисления-восстановления:}

_{a) Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + HI б) S + HNO3 = H2SO4 + NO}

3.Степень окисления +2 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn

4.Степень окисления +3 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn

5.Степень окисления +1 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn, Na, Ca, Ag