9 .3 Лабораторная работа №5 «Изучение окислительно-восстановительных свойств веществ»

Цель работы: экспериментальное изучение свойств некоторых распространенных окислителей и восстановителей; приобретение навыков написания уравнений окислительно-восстановительных реакций, расстановки коэффициентов. Приборы и оборудование: водяная баня, штатив с набором конических пробирок. Реактивы: окислители: растворы перманганата калия KMnO₄, бихромата калия K₂Cr₂O₇, 2 н. азотной кислоты HNO₃, нитрата натрия NaNO₃, NaBiO₃, пероксида водорода H₂O₂; восстановители: металлический алюминий (АI, стружка), растворы йодида калия KI, хлорида хрома (III) CrCI₃, сульфита натрия Na₂SO₃, Mn(NO₃)₂, FeSO₄, H₂O₂; кислоты и основания: 2 н. растворы Н₂SO₄ и гидроксида натрия NaOH, 6 н. раствор гидроксида калия KOH; индикаторы: растворы крахмала и фенолфталеина. Выполнение работы. Опыт 1. Окислительные свойства перманганат-иона в различных средах а) в пробирку налейте 1–2 капли раствора перманганата калия, 1–2 капли концентрированного раствора КОН и по каплям свежеприготовленный раствор сульфита натрия Na₂SO₃ до перехода малиновой окраски в зеленую. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионно-электронной формах. б) в пробирку налейте 1–2 капли раствора перманганата калия, 2–3 капли воды и по каплям свежеприготовленный раствор сульфита натрия до образования темно-коричневого осадка. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионно-электронной формах. в) в пробирку налейте 1–2 капли раствора перманганата калия , 2–3 капли раствора серной кислоты и по каплям до обесцвечивания раствор сульфита натрия. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионно-электронной формах. Опыт 2.Окислительные свойства азотной кислоты и ее солей а) к 4 каплям раствора иодида калия прилейте 4 капли 2 н. раствора азотной кислоты. Что наблюдает­ся? Составьте уравнение реакции. Как можно доказать, что появившаяся окраска обусловлена выде­лившимся йодом? б) насыпьте на дно пробирки немного алюминиевых опилок, залейте их 2–3 мл раствора нитрата натрия NaNO₃, прилейте 20–30 капель раствора гидроксида натрия. Пробирку поставьте в штатив, закройте кусочком ваты, смоченной раствором фенолфталеина. Наблюдайте, как через несколько минут изменяется окраска ваты. Составьте в молекулярной и ионно-электронной формах уравнения реакций, происходящих в пробирке и на ватке. Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода а) восстановительные свойства Налейте в пробирку 1 см³ раствора перманганата калия, 1 см³ 2 н. раствора серной кислоты и 1-2 см³ раствора пероксида водорода до обесцвечивания раствора. Обратите внимание на выделение пузырьков газа. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионно-электронной формах. б) окислительные свойства К раствору соли хрома (III) прилейте избыток раствора гидроксида натрия до растворения осадка Cr(OH)₃. Затем добавьте раствор пероксида водорода до изменения окраски. Напишите уравнения соответствующих реакций. в) реакция диспропорционирования Поместите в пробирку 2-3 см³ преоксида водорода и добавьте на кончике шпателя оксид марганца (IV). Внесите в пробирку тлеющую лучину. Что наблюдается? Какова роль оксида марганца в реакции? Напишите уравнение соответствующей реакции. Вопросы к защите: 1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? 2. Что такое степень окисления? Определите степень окисления серы в соединениях: SO₃, Na₂S₂O₃, CuSO₄, H₂S, K₂SO₃. 3. Как можно определить самую высокую и самую низкую сте­пень окисления элемента, исходя из его положения в периодической системе. 4. Какое вещество называется окислителем, а какое восстановителем? Что с ними происходит в окислительно-восстановительных реакциях? 5. Закончите электронные уравнения: Мn⁺⁷ + 3ē →; S^-2 → S⁺⁶; Сr⁺³ → CrO₄^2- 6. Назовите важнейшие окислители и восстановители. 7. Может ли одно и то же вещество быть окислителем и восстановителем? Приведите примеры. 9.4 Тесты для самоконтроля

Тест 1 1. Процесс восстановления имеет место в случае, если: 1) нейтральные атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы 2) нейтральные атомы превращаются в положительно заряженные ионы 3) положительный заряд увеличивается 4) положительный заряд уменьшается 2. В реакции Аs₂S₃ + 28 HNO_3конц. = 2H₃AsO₄ + 3H₂SO₄ + 28NO + 8H₂O окисляются элементы: 1) Аs 2) N 3) S 4)O 3. Фактор эквивалентности перманганата калия в нейтральной среде равен: 1) 1/5 2) 1/3 3) 1 4) ½ 4. В реакции с КМnО₄ перекись водорода будет выступать в роли: 1) окислителя 2) восстановителя 3) окислителя и восстановителя 5. С какими из перечисленных ниже веществ КNO₂ выступит в роли восстановителя: 1) КMnO₄ 2) КI 3) К₂S 4) К₂Сr₂O₇ 6. Какое из веществ проявляет восстановительные свойства: 1) бром 2) озон 3) оксид углерода (II) 4) хромат калия 7. Укажите схемы процессов окисления: 1) РО₄^3- + 2Н⁺ → Н₂РО₄^- 2) NH₃ → NН₄⁺ 3) 2О^-1 → О₂ 4) SO₄^2- → H₂S 8. Какие свойства проявляет иодид-ион 1) только окислителя 2) ни окислителя, ни восстановителя 3) только восстановителя 4) и окислителя, и восстановителя 9. Сумма коэффициентов в левой части реакции, протекающей по схеме NaCrO₂ + Вг₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + Н₂О, равна 1) 12 2)10 3) 11 4) 13 10. Как изменяется степень окисления элемента при окислении 1) понижается 2) остается без изменения 3) может, как повышаться, так и понижаться 4) повышается

Тест 2 1. В каких процессах окислитель принимает 5 электронов: 1) МпО₄^- +8Н⁺→Мп²⁺ + 4Н₂О 2) Н₂О₂ + 2Н⁺ → 2Н₂О 3) МпО₂ + 4Н⁺ → Мп²⁺ + 2Н₂О 4) ВгО₃^- + 6Н⁺ → Вг° + ЗН₂О 2. В перечисленных парах веществ оба вещества проявляют двойственные окислительно-восстановительные свойства 1) KMnO₄ и SO₃ 2) SO₂ и KI 3) S и HNO₂ 4) H₂O₂ и HCI 3. Число моль восстановителя, прореагировавшее в окислительно-восстановительной реакции KBr + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Br₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O равно 1) трем 2) четырем 3) пяти 4) шести 4. В реакциях с другими веществами проявляет только окислительные свойства 1) сульфат марганца (II) 2) К₂МпО₄ 3) оксид марганца (IV) 4) КМпО₄ 5. Оксид серы (IV) является восстановителем в реакции 1) SО₂ + СаО = CaSO₃ 3) SО₂+2H₂S=3S + 2H₂O 2) 2SO₂ + О₂ = 2SO₃ 4) SО₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O 6. Фактор эквивалентности перманганата калия в кислой среде равен: 1) 1/5 2) 1/3 3) 1 4) ½ 7. Степень окисления азота в следующих соединениях: NH₂OH, NH₃, N₂H₄, NO₂, HNO₂, HNO₃ последовательно равна: 1) -1; -3; -2; +4; +3; +5 2) +5; +3; +4; -2; -3; -1 3) +1; -3; +4; +3; -2; +5 4) -1; +3; +2; -4; +3; +5 8. Какие из указанных попарно ионов могут существовать в растворе одновременно: 1) MnO₄^- и CI^- 2) S^2- и CI^- 3) S^2- и Cr₂O₇^2- 4) SO₄^2- и S^2- 9. Укажите продукты окисления оксида азота (II) (указать 2 ответа): 1) NO₂ 2) NH₃ 3) N₂ 4) HNO₃ 10. Укажите, какой из приведенных процессов являются процессом окисления: 1) SO₂ → S^2– 2) ClO^– → Cl^– 3) CrO₂^– → CrO₄^2– 4) SO₄^2- → S^2-

Тема 10. «Электрохимические свойства металлов. Гальванические элементы» 10.1 Содержание программы Электрические потенциалы на фазовых границах. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Классификация электродов. Окислительно-восстановительные электроды.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать электрохимические свойства металлов, что такое электрические потенциалы и как они возникают, работу гальванических элементов. Студент должен уметь рассчитывать величины электродных потенциалов по уравнению Нернста, ЭДС гальванических элементов и определять по знаку ЭДС направление окислительно-восстановительной реакции. Студент должен владеть навыками составления схем гальванических элементов и электродных процессов. 10.2 Методические рекомендации к теме Раздел химии, который изучает процессы с участием заряженных частиц (ионов, электронов), называется электрохимией. В электрохимии электродом принято называть систему, которая состоит из токопроводящего материала (металла, графита и др.), по­груженного в раствор или расплав электролита. Величина электродного потенциала металла, погруженного в раствор, содержащий ион этого металла при температуре 25⁰С вычисляется по уравнению Нернста: где Е⁰- стандартный электродный потенциал, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, С – молярная концентрация ионов металла в растворе. Стандартные электродные потенциалы металлов, погруженных в раствор, содержащий 1 моль/л катионов металла, измерены при стандартных условиях по отношению к стандартному водородному электроду (величина которого условно принята равной нулю) и приведены в приложении 6. Величина Е⁰ характеризует силу окислителя и восстановителя: чем меньше величина Е⁰, тем сильнее выражены восстановительные свойства и наоборот, чем больше величина Е⁰, тем сильнее выражены окислительные свойства. Если два электрода (металла), соединенных проводником, погрузить в растворы электролитов, сообщающихся друг с другом через пористую перегородку, то во внешней цепи возникнет электрический ток в результате перемещения электронов. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом (с меньшим Е⁰), а электрод, на котором осуществляется восстановление, - катодом (с большим Е⁰). Такие химические источники электрического тока называются гальваническими элементами. Схема медно-цинкового гальванического элемента выглядит так: (–) Zn‌‌│Zn²⁺││ ‌‌‌‌‌‌Cu²⁺│Cu (+) На аноде происходит окисление цинка: Zn‌‌ - 2ē → Zn²⁺, а на катоде восстановление ионов меди: ‌‌‌‌‌‌Cu²⁺+ 2ē → Cu. Зная величины стандартных потенциалов можно определить ЭДС гальванического элемента, которая вычисляется по разности потенциалов окислителя (с большим Е⁰) и восстановителя (с меньшим Е⁰): ЭДС = Е⁰_{окислителя} - Е⁰_{восстановителя} (56) По величине ЭДС можно определять направление окислительно-восстановительных реакций: если ЭДС > 0 реакция возможна в данном направлении, если ЭДС < 0, то реакция в данном направлении невозможна. Примером гальванического элемента является автомобильный аккумулятор, в котором электролитом является раствор серной кислоты (H₂SO₄), активным веществом положительных пластин - двуокись свинца (PbO₂), отрицательных пластин - свинец (Pb).

Основные процессы, проходящие на электродах, описывают реакции: 1) на аноде: Pb + HSO₄^- → PbSO₄ + H⁺ + 2ē (разряд) PbSO₄ + H⁺ + 2e^- → Pb + HSO₄^- (заряд) 2) на катоде: PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e^- → PbSO₄ + 2H₂O (разряд) PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2ē (заряд) Суммарная реакция в свинцовом аккумуляторе имеет вид: PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + 2H₂O (разряд) 2PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ (заряд) Таким образом, при разряде свинцового аккумулятора на обоих электродах формируется малорастворимый сульфат свинца и происходит сильное разбавление серной кислоты.

10. 3 Примеры решения задач Задача 1. Вычислите электродный потенциал медного электрода, опущенного в 0,02М раствор сульфата меди (II). Решение: 1) Концентрация ионов меди в растворе равна концентрации соли С(Сu²⁺) =C(CuSO₄) = 0,02 моль/л, а в окислительно-восстановительном процессе участвуют 2 электрона: Сu²⁺ +2ē →Cu 2) Из приложения 6 выписываем стандартный электродный потенциал меди: Е⁰(Сu²⁺/Cu) = 0,34 В 3) Электродный потенциал рассчитываем по уравнению Нернста (55): Задача 2. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из серебряного электрода, погруженного в 0,01 М раствор нитрата серебра и марганцевого электрода, погруженного в 0,05 М раствор нитрата марганца. Приведите схему электродных процессов. Вычислите ЭДС. Решение: 1) Выписываем из приложения 6 величины стандартных электродных потенциалов: Е⁰(Ag⁺/Ag)=0,799 B, Е⁰(Mn²⁺/Mn)= –1,179 B. 2) Так как Е⁰(Ag⁺/Ag) > Е⁰(Mn²⁺/Mn), то на серебряном электроде будет протекать восстановление, т.е. он будет служить катодом: Ag²⁺ +2ē → Ag . На марганцевом электроде будет протекать окисление: Mn – 2ē → Mn²⁺, т.е. электрод будет анодом. 3) Составляем схему гальванического элемента: A (–)  Mn|Mn²⁺ || Ag⁺ |Ag  (+) K 4) Чтобы определить ЭДС элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы по уравнению Нернста (55):

Рассчитываем ЭДС по формуле 56: ЭДС = Е⁰(Ag⁺/Ag) - Е⁰(Mn²⁺/Mn)=0,681+1,217=1,898 В Задача 3. Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, определите, возможна ли реакция 2I^- +NO₂^- + H₂O → I₂ + NO + 2OH^- ? Решение: 1) Выписываем из приложения 6 значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов: Е⁰(I₂/2I^-)=0,536 B, Е⁰(NO₂^-/NO)= –0,46 B 2) Окислителем в реакции является нитрит-ион: NO₂^- + Н₂О +ē → NO + 2OH^-а восстановителем иодид-ионы: 2I^- – 2ē → I₂ . Рассчитываем ЭДС по формуле 56: ЭДС = Е⁰(NO₂^-/NO)- Е⁰(I₂/2I^-)= –0,46 – 0,536 = - 0,996 В Так как ЭДС < 0 реакция невозможна в данном направлении.