Окислительно-восстановительные реакции.

Цель работы: ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления окислительно-восстановительных реакций.

Среди разнообразных химических реакций можно выделить две основные категории:

Реакции первого рода – в ходе реакции степень окисления участвующих в реакции вещества не изменяется. В ходе реакции взаимодействующие частицы не проявляют электронной активности. К этим реакциям относятся огромное число реакции обмена: AgNO₃ + HCl = AgCl + KNO₃,

реакция соединения: Na₂O + H₂O = 2NaOH,

реакция разложения: CaCO₃ = CaO + CO₂.

В реакциях второго рода взаимодействующие частицы (молекулы, атомы или ионы) проявляют электронную активность. Степень окисления электронноактивных частиц в процессе реакции изменяется

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2.

В этой реакции электронноактивными являются частицы железа (донор электронов) и серы (акцептор электронов). Степень окисления указанных веществ в ходе реакции изменилась: у Fe от 0 до +2, у S от 0 до -2.

Реакции второго рода известны под названием окислительно-восстановительных или редоксо-реакций.

Окислительно-восстановительными реакциями называют такие реакции, которые сопровождаются передачей всех или части валентных электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим атомам, молекулам или ионам, что вызывает изменение величины или знака их электровалентности.

При окислительно-восстановительных реакциях протекает два взаимосвязанных процесса – процесс окисления и процесс восстановления.

Элемент, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Элемент, атомы которого принимают электроны, называется окислителем.

В результате реакции восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается. Вещество в состав которого входят атомы или ионы, отдающие электроны, называют восстановителем; вещество, в состав которого входят атомы или ионы, присоединяющие электроны, называют окислителем.

Например: Mg⁰ + Cl₂⁰ = Mg²⁺Cl₂^-

В этой реакции Mg, отдавая два электрона атомам Cl, окисляется, а атомы хлора восстанавливаются до ионов Cl^-, имеющих внешнюю оболочку следующего за хлором инертного газа. Mg – восстановитель, Cl₂ – окислитель.

При получении окислительно-восстановительных процессов и при составлении окислительно-восстановительных реакций следует различать понятия валентность и ковалентность атома данного элемента и степень окисления или электрохимическая валентность данного элемента.

Степень окисления атома – это кажущийся заряд атома, возникающий за счет отдачи или присвоения электронов в ионных соединениях или за счет притягивания или оттягивания электронных пар от одного атома к другому в полярных соединениях.

Степень окисления указывают арабской цифрой сверху символа элемента со значком плюс или минус перед цифрой: Cl⁺⁷, Fe⁺³, S^-2 и т.д. Для вычисления степени окисления элемента в соединении руководствуются следующими правилами:

1) Степень окисления атома в простых веществах принимается равной нулю;

2) В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в их состав, равна нулю, для сложных ионов эта сумма равна заряду ионов;

3) Степень окисления щелочных металлов в соединениях всегда равна +1, а в щелочно-земельных - +2;

4) Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂ и др.) равна +1; в гидридах металлов степень окисления равна -1.

5) Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2; в пероксидах содержащих группу -О-О-, степень окисления -1; во фториде кислорода ОF₂ степень окисления +2;

6) Для любого элемента степень окисления не может быть выше, чем величина n, равная номеру группы периодической системы и быть меньше, чем (n-8).

Экспериментальная часть

Реакция междуатомного или межмолекулярного окисления-восстановления.

Опыт 1. (В тяге). Несколько маленьких кусочков медной стружки обработать концентрированной серной кислотой. Осторожно нагреть содержимое пробирки до начала кипения. Объяснить происходящее явление, записать уравнение реакции.

Опыт 2. К нескольким кусочкам цинка добавить 1 - 2 мл соляной кислоты (1:1). Использовать выделяющийся газ. Найти окислитель и восстановитель. Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. Поместить в пробирку несколько кусочков медной стружки и облейте их концентрированной азотной кислотой. Обратите внимание на цвет выделяющегося газа и изменение цвета раствора.

Опыт 4. Налейте в пробирку 1 мл раствора сероводородной воды, добавьте 1 мл сульфита натрия. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции, используя электронно-ионную схему.

Опыт 5. Возьмите две пробирки, в одну из них налейте бромистого калия, в другую йодистого калия, добавьте в каждую пробирку по 3 - 5 капель бензола и по 1 - 2 мл хлорной воды, встряхните и наблюдайте появление окраски бензольного кольца. Объясните наблюдаемое явление, написав уравнение реакции.

Опыт 6. Поместите в фарфоровый тигель по 2 микрошпателя мелко растертого йода и порошка алюминия. Тщательно перемешайте смесь стеклянной палочкой и внесите пипеткой 2 - 3 капли дистиллированной воды (катализатор). Отметьте явление, сопровождающее реакцию образования йодида алюминия. Напишите уравнение реакции и укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Налейте в 2 пробирки по 3 - 4 капли бихромата калия, добавьте в одну 2 - 3 капли 2 н раствора серной кислоты, в другую 2 - 3 капли раствора 2 н щелочи. Обратите внимание на изменение цвета раствора во второй пробирке. Добавьте в обе пробирки нитрат натрия. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям. Напишите уравнение реакции.

Опыт 8. К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия добавьте раствор сульфита натрия. Как изменится цвет раствора? Проделайте эту же реакцию без подкисления. Как в этом случае меняется цвет раствора? Обратите внимание на образование осадка.

К сильно щелочному раствору сульфита натрия прибавьте раствор перманганата калия. Как изменится цвет раствора? Влияет ли изменение кислотности среды на протекание исследуемой реакции?

Опыт 9. Окислительно-восстановительная двойственность.

а) К подкисленному серной кислотой раствору KMnO₄ добавить до обесцвечивания раствора NaNO₂.

б) К подкисленному серной кислотой раствору йодида калия добавить несколько капель NaNO₂. Что наблюдается? Какова функция NaNO₂ в опытах (а) и (б)?

в) К подкисленному серной кислотой раствору KMnO₄ добавить небольшой объем раствора Н₂О₂. Обратить внимание на выделение газа, испытать его предварительно подготовленной тлеющей лучиной.

г) К подкисленному серной кислотой раствору KI добавить небольшой объем раствора Н₂О₂. Какова функция Н₂О₂ в опытах (в) и (г)?

Опыт 10. Реакция самоокисления-самовосстановления (диспропорционирование).

Налейте в пробирку 1 мл пероксида водорода, опустите в горячую воду. Объясните происходящее явление. Напишите уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель.

Реакция внутримолекулярного окисления и восстановления.

Опыт 11. Несколько кристаллов бихромата аммония поместите в сухую пробирку и нагреть до начала реакции разложения. Обратите внимание на характер образующихся продуктов реакции, закончить уравнение реакции.

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + …

Опыт 12. Осторожно нагрейте в сухой пробирке небольшое количество перманганата калия до разложения и закончите уравнение реакции

KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + …

Полученную соль растворите в воде. Напишите уравнение реакции.

Вопросы и задачи.

1. В чем отличие реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных?

2. Что называется окислителем, что восстановителем?

3. Что происходит с окислителем, что с восстановителем во время окислительно-восстановительного процесса?

4. Указать (по периодической системе) элементы, обладающие наиболее сильными восстановительными и окислительными свойствами.

5. Типы окислительно-восстановительных реакций.

6. Объяснить, какова роль среды при окислительно-восстановительных процессах.

7. Указать какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными: х?ната калия до разложения и закончие е

а) H₃PO₄ + 3NaOH = 3H₂O + Na₃PO₄;

б) Zn + SnCl₂ = Sn + ZnCl₂;

в) 2Rb + 2H₂O = H₂ + 2RbOH;

г) 2FeSO₄ + Ag₂SO₄ = 2Ag + Fe₂(SO₄)₃;

8. Составить следующие уравнения окислительно-восстановительных процессов:

а) NaOCl + KI + H₂SO₄ →

б) HIO₃ + H₂O₂ →

в) MnS + HNO_3(разб) →

г) Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃ →

д) KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ →

е) Cr₂O₃ + KOH + KClO₃ →

9. Найдите Э для FeSO₄, окисляющегося до Fe₂(SO₄)₃ в кислой среде.

10. Сколько граммов SO₂ требуется для восстановления 1 моля K₂Cr₂O₇ до KCrO₂?

11. Найдите Э HNO₃ и Э HCl в реакции получения царской водки:

HNO₃ + 3HCl = NOCl + 2H₂O + Cl₂.

12.Закончите уравнение реакции самоокисления-самовосстановления:

а) S + KOH → K₂S₂O₃ + H₂O;

б) HClO₃ + HClO₃ → ClO₂ + HClO₄.

13.Подобрать коэффициенты уравнений внутримолекулярных реакций окисления-восстановления:

а) CuI₂ → CuI + I₂;

б) (NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + H₂O;

14.Закончить следующие уравнения реакции, в которых окислитель (или восстановитель) дополнительно расходуется на связывание продуктов реакции:

а) HBr + KMnO₄ → Br₂ + KBr + MnBr₂;

б) HCl + CrO₃ → Cr₂ + CrCl₃;

Работа № 14.