Теоретичні зауваження

Для протікання окисно-відновної реакції необхідна одночасна присут-ність у розчині окисника і відновника.

Окисник – частка (іон, молекула, електрон), що приєднує електрони і переходить при цьому з більш високої в більш низький ступень окиснення.

Відновник – частка, що втрачає електрони і переходить унаслідок цього з більш низької в більш високий ступінь, окиснення.

Так, у реакції

2Fe³⁺ + Sn²⁺  2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

окисником є іон Fe³⁺, тому що перехід Fe³⁺ з більш високої в більш низький ступінь окислення супроводжується приєднанням одного електрона:

Fe³⁺ + ē  Fe²⁺

Навпаки, іони Sn²⁺ віддають електрони, у зв’язку з чим ступінь окислення зростає:

Sn²⁺  2ē + Sn⁴⁺,

таким чином, у реакціях окислення-відновлення відбувається перерозподіл електронів між реагуючими речовинами.

Кількісною характеристикою відносної окисно-відновної сили редокс-пари є її окисно-відновний потенціал (φ), під яким розуміють заряд поверхні твердого електрода, опущеного в розчин, що містить дану редокспару. Величина окисно-відновного потенціалу залежить від природи речовини, температури, активностей окисненої і відновленої форм. Ці залежності описуються рівнянням Нернста:

φ = φ⁰ + (0,058/ n ) lg (а_ок / а_від),

де φ° - стандартний потенціал редокс пари - константа, що залежить від природи речовини;

n - число електронів, які перерозподіляються в реакції;

а_ок , а_від - активності окисненої та відновленої форм редокс пари;

0,058 = R·T/F; (Т = 293 °К; R - універсальна газова стала; F - константа Фарадея).

Якщо в реакції окиснення або відновлення приймають участь інші іони (наприклад, іони водню Н⁺), то їх концентрацію обов'язково враховують при обчисленні величини потенціалу.

За допомогою величини стандартного окисно-відновного потенціалу можна:

1. визначити напрямок реакції. Окисником буде окиснена форма редокс-пари з вищим стандартним потенціалом, а відновником - відновлена форма редокспари з нижчим стандартним потенціалом;

оцінити повноту протікання реакції, обчисливши константу рівноваги

реакції.

Експериментальна частина

Дослід 1. Відновні властивості металів – простих речовин

А. У Пробірку вмістити шматочок алюмінію та додати 10 – 12 краплин концентрованого розчину натрій гідроксиду. Підігріти розчин для ініціювання процесу: 2Al + 6NaOH + 6H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑.

Назвати продукти реакції.

Б. У пробірку вмістити шматочок цинку та додати 10 – 12 краплин розчину хлоридної кислоти. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑.

В. У дві пробірки внести по 10 – 12 краплин розчинів: у першу купрум (II) сульфату, у другу цинк сульфату. В обидві пробірки опустити по залізній скріпці. Чому у розчині купрум (II) сульфату через 2 – 3 хв на повер­хні заліза з’явився червоний наліт? Додати по 2 – 3 краплини розчину червоної кров’яної солі (K₃[Fe(CN)₆]) в обидві пробірки. Пояснити, чому в одній про­бірці відбувається інтенсивне посиніння розчину, а у другій – ні.

Окисні чи відновні властивості проявили метали у цих реакціях? Чому залізо не витісняє цинк з його солі?

Дослід 2. Окисні властивості вільних галогенів

У пробірку внести 3 – 4 краплини бромної води та додати по краплинах розчин станум (II) хлориду до повного знебарвлення бромної води.

2SnCl₂ + 2Br₂ → SnCl₄ + SnBr₄.

Окисником чи відновником є галоген у даній реакції? Які від’ємні та додатні ступені окиснення можуть проявляти галогени у своїх сполуках?

Дослід 3. Окисні властивості атомів елементів у вищих ступенях окиснення

У дві пробірки внести по 3 – 4 краплини сірководневої води. У пер­шу пробірку додати 2 – 3 краплини концентрованої сульфатної кислоти ( = 1,84 г/мл). Помутніння розчину зумовлене утворенням сірки у ре­зультаті взаємодії S^2– та S⁶⁺. Які властивості проявляє сульфур у кожному зі ступенів окиснення?

H₂S + H₂SO₄ → S↓ + SO₂↑ + 2H₂О.

У другу пробірку дода­ти 3 – 4 краплини хлоридної кислоти (С_HCl = 1 моль/л). Чому не випадає осад? Додати у цю пробірку 1 – 2 краплини розчину калій дихромату до появи зеленого забарвлення, властивого Cr³⁺. Чому помутнів розчин? 3H₂S + 14HCl + K₂Cr₂O₇ → 3S↓ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂О.

Дослід 4. Вплив середовища на перебіг окисно-відновних процесів

У три пробірки вмістити по 3 – 4 краплини розчину калій _ангану_нату. До однієї додати розчин сульфатної кислоти (С = 2 моль/л), до другої – стільки ж води, до третьої таку ж кількість концентрованого розчину луґу. До всіх трьох пробірок додати по мікрошпателю порошку натрій сульфіту та переміша­ти вміст пробірок. За мить відзначити зміну забарвлення розчинів.

Написати рівняння реакцій. Врахувати, що сполуки мангану в різних ступенях окиснення мають властиві забарвлення: іон MnO₄^– – фіалкове, іон MnO₄^2– – зелене, іон Mn²⁺ – практично безбарвне. Манґан (IV) оксид і його гідрати є важкорозчинними речовинами бурого кольору. До якого ступеню окиснення відновлюється перманганат калію у розчинах, що мають рН > 7, рН < 7, рН = 7?

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O;

2KMnO₄ + H₂O + 3Na₂SO₃ → 2MnO₂↓ + 2KOH + 3Na₂SO₄;

2KMnO₄ + 2KOH + Na₂SO₃ → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O;