laba_khimia_5

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Ижевский государственный технический университет» имени М.Т. Калашникова Кафедра «Химия и химическая технология» Факультет Управление качеством

Лабораторная работа №5

Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»

Выполнила:
Студентка группы Б-01-623-1	Аскарова Ю.Н.
Проверил:
к.т.н., доцент	Васильченко Ю.М.

Ижевск, 2012

Цель работы:

1. Познакомиться с окислительно-восстановительными реакциями, протекающими в растворах электролитов.

2. Научиться определять окислитель, восстановитель и выводить коэффициенты электронно-ионными методами.

Теоретическая часть

1. Дать определение окислительно-восстановительных реакций.

2. Сформулировать понятия о степени окисления и привести правила её нахождения.

3. Дать определение процессов окисления и восстановления; понятие окислитель и восстановитель.

4. Перечислить основные этапы вывода коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом.

1. Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления входящих в состав реагирующих веществ.

2. Степень окисления – условный заряд атома в веществе, рассчитанный в предположении, что все смещенные электронные пары связей смещены полностью, а несмещенные – поделены между связываемыми атомами.

Правила нахождения степени окисления:

1. Степень окисления атома элемента в простых веществах равна нулю.

2. Водород практически во всех соединениях имеет степень окисления равную единице (исключение – гидриды металлов).

3. Кислород практически во всех соединениях проявляет степень окисления равную минус два (исключение – пироксиды).

4. Фтор во всех соединениях проявляет степень окисления равную минус один.

5. Степень окисления отрицательна у атомов элементов с большей электроотрицательностью и положительна – с меньшей.

6. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), щел-зем. (+2), цинк и кадмий (+2).

7. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду иона.

8. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю.

3. Окислением называется отдача электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановлением называется присоединение электронов атомом, молекулой или ионом. Окислителями называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны. восстановителями — нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны.

4. Этапы вывода коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом:

1. Определить элементы, изменяющие степень окисления.

2. Определить реально существующие в условиях реакции частицы, ионы и молекулы (если вещество не диссоциирует или является слабым электролитом), в состав которых входят элементы, изменяющие степень окисления.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в полуреакциях.

При pH>7 (щелочные среды) полуреакции уравниваются с помощью молекул воды и гидроксид-ионов, при pH<7 (кислые среды ) – с помощью молекул воды и катионов водорода, при pH=7(нейтральные среды) полуреакции окисления– с помощью молекул воды и катионов водорода, а полуреакции восстановления – с помощью молекул воды и гидроксид-ионов.

4. С помощью электронов уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции.

5. Подобрать множители для полуреакций.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

7. Исходя из полученного расставить коэффициенты в молекулярном уравнении.

Экспериментальная часть

Опыт

Влияние pH среды на характер восстановления перманганата калия

Выполнение опыта: В три пробирки внести по 8 капель раствора KMnO₄. В первую пробирку добавить 3 капли раствора H2SO₄, во вторую – 3 капли H₂O, в третью – 3 капли NaOH. Затем во все три пробирки внести по 2 микрошпателя кристаллического KNO₂. Перемешать растворы, встряхивая содержимое пробирок до полного растворения кристаллов.

Наблюдения:

1ая пробирка – стала прозрачной

2ая пробирка – стала желтой, осадок коричневого цвета

3яя пробирка – стала зеленой

Реакция в кислой среде

1. K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + K⁺¹N⁺³O₂^-2 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mn⁺²S⁺⁶O₄^-2 + K⁺¹N⁺⁵O₃^-2 + K₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹O^-2

1. Mn⁺⁷ +5e → Mn⁺²

N⁺³ – 2e → N⁺⁵

2. MnO₄^- → Mn²⁺

NO₂^- → NO₃^-

K⁺ + MnO₄^- + 2H⁺ + SO₄^2- + K⁺ + NO₂^- → Mn²⁺ + SO₄^2- + K⁺ + NO₃^- + 2K⁺ + SO₄^2- + H₂O

MnO₄^- + 2H⁺ + NO₂^- → Mn²⁺ + NO₃^- + H₂O

3. MnO₄^- +5e + 8 H^- → Mn²⁺ + 4H₂O 2 восстановление

NO₂^- - 2е + H₂O → NO₃^- + 2H⁺ 5 окисление

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5NO₂^- + 5H₂O → 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^- + 10H⁺

2MnO₄^- + 6H⁺ + 5NO₂^- → 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^-

4. 2KMnO₄ + 5KNO₂+ 3H₂SO₄ = 2MnSO₄+ 5KNO₃+ K₂SO₄+ 3H₂O

5. Е = φ_ок-ль – φ _в-ль = 1,5 – 0,94 = 0,56 В>0

6. ΔG = - Ne × F × E = -10×96484.6×0.54 = -540,314 кДж/моль Прямая реакция возможна

7. Розовый раствор обесцветился при добавлении KNo₂

Реакция в нейтральной среде

2. K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + K⁺¹N⁺³O₂^-2 + H²O → Mn⁺⁴O₂^-2 ↓+ K⁺¹N⁺⁵O₃^-2 +K⁺¹O^-2H⁺¹

1. Mn⁺⁷ + 3e → Mn⁺⁴O₂

N⁺³ - 2e → N⁺⁵

2) MnO₄^- → MnO₂

NO₂ → NO₃^-

K + MnO₄^- + K⁺ +NO₂^- +H₂O → MnO₂+K ⁺+NO₃^-+K⁺ +OH^-

MnO₄^- + NO₂^- + H₂O → MnO₂ + NO₃^- + OH^-

3) MnO₄^- + 3e +4H⁺ → MnO₂ + 2H₂O 2 восстановление

NO₂^- - 2e + H₂O → NO₃^- + 2H⁺ 3 окисление

2MnO₄^- + 8H⁺ + 3NO₂^- + 3H₂O → 2MnO₂ + 4H₂O + 3NO₃^- + 6H⁺

2MnO₄^- + 2H⁺ +3NO₂^- → 2MnO₂ + H₂O + 3NO₃^-

4) 2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ ↓+ KNO₃ +3KOH

5) Е = φ_ок-ль – φ _в-ль = 0,57 – 0,01 = 0,56 В>0

6) ΔG = - Ne × F × E = -6×96454,6×0,54 = -354,188 кДж/моль

7) раствор стал желтого цвета и выпал осадок бурого цвета

Реакция в щелочной среде

3. K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + K⁺¹N⁺³O₂^-2 + Na⁺¹O^-2H⁺¹ → K₂⁺¹Mn⁺⁶O₄^-2 + Na₂⁺¹Mn⁺⁶O₄^-2 + K⁺¹N⁺³O₃^-2 + H₂O

1. Mn⁺⁷ + 1e → Mn⁺⁶

N⁺³ - 2e → N⁺⁵

2. MnO₄^- → MnO₄^2-

NO₂^- → NO₃^-

K⁺ + MnO₄^- + K⁺ +NO₂^- +Na⁺ + OH^- → 2K⁺ + MnO₄^2- +2Na⁺ +NO₃^- + H₂O

MnO₄^- + NO₂^- + OH^- → MnO₄^2- + NO₃^- + H₂O

3) MnO₄^- + 1e → MnO₄^-2 2

NO₂^- - 2e + 2OH^- → NO₃^- + H₂O 1

2MnO₄^- + NO₂^- + 2OH^- → 2MnO₄^2- + NO₃^- + H₂O

3. 2KMnO₄ + KNO₂ + 2NaOH → K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + KNO₃ + H₂O

4. Е = φ_ок-ль – φ _в-ль = 0,56 – 0,01 = 0,55 В>0

5. ΔG = - Ne × F × E = -2×96454,6×0,55 = -106,133 кДж/моль

6. Раствор принял зеленую окраску

	Кислая	Нейтральная	Щелочная
MnO4 розовый	Mn2+ бесцветный	MnO2 ↓ бурый	MnO42- зеленый
Количество принятых электронов	5	3	1
Е, В	0,56	0,56	0,55
ΔG, кДж/моль	-540,313	-324,188	-106,133

Вывод: Опыт показал, что во всех трех случаях перманганат калия был окислителем, но восстанавливался в зависимости от среды по разному: в кислой до +2, в нейтральной до +4, в щелочной до +6.