Содержание

Химические реакции и их классификации по характеру взаимодействия реагирующих веществ (обменные, окислительные - восстановительные, комлексообразования). Уравнения химических реакций. Стехиометрические расчеты с использованием величин масс и объемов.

Реакции, идущие с изменением и без изменения степени окисления атомов элементов. Классификация окислительно – восстановительных реакций. Электронная теория окисления.

Окислители и восстановители. Правила составления уравнений окислительно – восстановительных реакций. Методы электронного баланса и электронно- ионный. Роль среды в протекании окислительно – восстановительных реакций.

Взаимодействие металлов с кислотами и солями в водных растворах как окислительно - восстановительный процесс.

Электрохимический ряд напряжений металлов. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направленность окислительно – восстановительных реакций в растворах.

Значение реакций окисления – восстановления в живой и неживой природе. Окислительно - восстановительные процессы в производстве.

Формулирование выводов

Работа с вопросами и расчетными задачами

Требования к умениям бакалавров Знать

Классификацию химических реакций

Влияние Рн среды на протекание химических реакций в растворах

Окислители, восстановители и их химические свойства

Значение реакций окисления – восстановления в живой и неживой природе.

Правила составления и уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Термины

Технику безопасности при работе в химической лаборатории

Уметь

Составлять уравнения химических реакций. Проводить стехиометрические расчеты с использованием величин масс и объемов.

Определять направленность окислительно – восстановительных реакций в растворах.

Решать задачи по соответствующему разделу

Владеть

техникой лабораторного эксперимента, правилами выполнения лабораторного практикума с соблюдением требований техники безопасности;

важнейшими приемами работы с химической посудой, оборудованием и реактивами;

Интерактивная форма: Групповые творческие задания. Работа с Интернет-источниками. Работа в микрогруппах по проведению химических опытов.

Окислительно-восстановительные реакции

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

Процесс отдачи веществом электронов окисление, а процесс присоединения электронов - восстановление. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участвующее в реакции, должно их присоединять, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем. Окисление и восстановление - единый взаимосвязанный процесс.

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 окислительно-восстановительных реакций, наиболее со­вершенным среди которых является ионно-электронный метод.

Сущность этого метода заключается в следующем:

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

2. С участием ионов среды ( H⁺ - в кислой, OH^- - в щелочной) или молекул H₂O осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.

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

4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионного уравнения в уравнение реакции, написанное в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участия в процессах окисления и восстановления.

Содержание работы:

К 5 каплям раствора соли трехвалентного хрома по каплям добавить избыток щёлочи до получения хромита. Затем добавить бромной воды. После чего наблюдать изменение цвета раствора из зеленого, характерного для иона CrO₂^-, в жёлтый, характерный для иона CrO₄^2- и появление осадка.

C r₂(SO₄)₃ + NaOH + Br₂ NaBr + Na₂CrO₄+...

2 Cr³⁺ + 3SO₄^2- + Na⁺ + OH^- + Br₂⁰ Na⁺ + Br^- + 2Na⁺ + CrO₄^2- + ...

C r³⁺ + 8OH^{- -3ē} CrO₄^2- + 4H₂O x2 – окисление Cr - восстановитель

B r₂^{0 +2ē} 2Br^- x3 – восстановление Br - окислитель

2 Cr³⁺ + 16OH^- 3Br₂⁰ + 2CrO₄^2- + 8H₂O + 6Br^-

C r₂(SO₄)₃ + 16NaOH 3Br₂ + 6NaBr + 2Na₂CrO₄ + 8H₂O + 3Na₂SO₄

В пробирку налить 5 капель раствора перманганата калия. Потом в пробирку добавить 5 капель раствора кислоты. Затем добавить несколько капель сульфита натрия Na₂SO₃. Наблюдать изменение окраски.

K MnO₄ + HCl + Na₂SO₃ MnCl₂ + Na₂SO₄ + ...

K ⁺ + MnO₄^- + H⁺ + Cl^- + 2Na⁺ + SO₃^2- Mn²⁺ + 2Cr^- + 2Na⁺ + SO₄^2- + ...

M nO₄^- + 8H^{+ +5ē} Mn²⁺ + 4H₂O x2 – восстановление Mn - окислитель

S O₃^2- + H₂O ^-2ē SO₄^2- + 2H⁺ x5 – окисление O - восстановитель

2 MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

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

К 5 каплям раствора соли двухвалентного марганца добавить по каплям раствор NaOH до образования белого густого осадка. Затем к этой смеси добавить несколько капель пероксида водорода, после чего осадок побурел и стал рыхлым.

M nSO₄ + NaOH + H₂O₂ H₂O + MnO₂↓ + ...

M n²⁺ + SO₄^2- + Na⁺ + OH^- + H₂O₂ H₂O + MnO₂ + ...

M n²⁺ + 2H₂O ^-2ē MnO₂ + 4H⁺ – окисление Mn - восстановитель

H ₂O₂ + 2H^{+ +2ē} 2H₂O – восстановление O - окислитель

M n²⁺ + H₂O₂ MnO₂ + 2H⁺

M nSO₄ + 2NaOH + H₂O₂ 2H₂O + MnO₂↓ + Na₂SO₄

К 5 каплям раствора перманганата калия доба­вить несколько капель разбавленной серной кислоты для подкисления. Затем добавить 5 капель пероксида водорода. Сначала раствор побелел, а затем наблюдать выделение кислорода и обесцвечивание раствора.

K MnO₄ + HCl + H₂O₂ O₂↑ + MnCl₂ + ...

K ⁺ + MnO₄^- + H⁺ + Cl^- + H₂O₂ O₂ + Mn²⁺ + 2Cl^- + ...

M nO₄^- + 8H^{+ +5ē} Mn²⁺ + 4H₂O x2 – восстановление Mn - окислитель

H ₂O₂ ^-2ē O₂ + 2H⁺ x5 – окисление O - восстановитель

2 MnO₄^- + 6H⁺ + 5H₂O₂ 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂

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