Laboratorki_po_khimii / 13

7 Лабораторная работа №13

Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: познакомиться с окислительно-восстановительными свойствами некоторых веществ, освоить методику составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Оборудование и реактивы: пробирки, маленький фарфоровый тигель, щипцы, шпатели, пипетки, фильтровальная бумага, спиртовка, металлический натрий, 2н. растворы серной кислоты и гидроксида натрия, 30% - ный раствор гидроксида натрия, крахмальный клейстер, разбавленные растворы KMnO₄ и K₂Cr₂O₇, имеющие не очень интенсивную окраску; 0,05М раствор KI, кристаллический Na₂SO₃, дистиллированная вода.

7.1 Теоретические пояснения

Окислительно-восстановительные реакции – это химические процессы, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Этот тип реакций наиболее распространен как в природе, так и в технике, играет большую роль в биологических процессах (фотосинтез, дыхание, пищеварение и другие процессы), лежит в основе круговорота элементов в природе, а также природоохранных мероприятий.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух процессов – окисления и восстановления.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются, сами при этом являются восстановителями. Частицы, принимающие электроны, восстанавливаются, сами при этом являются окислителями.

Для окислительно-восстановительных реакций существует правило: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем.

Соединения, содержащие атомы элементов в их максимальной степени окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их низшей степени окисления, наоборот, могут служить только восстановителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от условий реакции и от природы других веществ, участвующих в реакции.

Характер протекания окислительно-восстановительной реакции между одними и теми же веществами может изменяться в зависимости от рН среды. Проиллюстрируем это при помощи схемы восстановления иона MnO₄^--:

Н⁺ Mn²⁺ (обесцвечивание раствора)

MnO₄^{-- нейтральная среда} MnO₂ (бурый осадок)

ОН^-- MnO₄^2-- (зеленая окраска раствора)

Перечислим некоторые окислители: F₂, O₂, Br₂, Cl₂, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, пероксиды, кислородсодержащие кислоты галогенов (HClO₄, HBrO₃, HClO₃ и другие) и их соли, катионы металлов в высшей степени окисления, царская водка (3 объема концентрированной соляной и 1 объем концентрированной азотной кислоты), смесь концентрированных азотной и плавиковой (HF) кислот и др.

К восстановителям относятся: H₂, активные металлы, H₂S, иодоводородная кислота и ее соли, бромоводородная кислота и ее соли, углерод, кремний, фосфор, гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, катионы металлов в низшей степени окисления и другие.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и подбора стехиометрических коэффициентов используются два метода – метод электронного баланса и метод полуреакций (метод электронно-ионного баланса), они подробно разбираются в примерах 1 – 3 раздела 7.3.

7.2 Методика проведения опытов

7.2.1 Окисление натрия кислородом воздуха

В сухой фарфоровый тигель поместить кусочек металлического натрия, предварительно осушенного фильтровальной бумагой от масла или керосина, под которыми он находился.

Нагреть тигель на пламени спиртовки до воспламенения натрия, после чего спиртовку отставить и дать металлу полностью сгореть. Основным продуктом реакции является пероксид натрия, сохранить его для опыта 7.2.2.

Написать уравнение реакции, составить электронный баланс, указать окислитель и восстановитель.

7.2.2 Взаимодействие пероксида натрия с иодидом калия

В остывший тигель с пероксидом натрия из опыта 7.2.1 прибавить несколько капель раствора иодида калия, а затем несколько капель 2н. раствора серной кислоты. Наблюдается появление желтоватой окраски за счет выделения свободного иода. Его присутствие доказывается качественной реакцией с крахмальным клейстером (1 – 2 капли) по характерной окраске раствора.

Написать уравнение реакции, составить электронно-ионный баланс, указать окислитель и восстановитель.

7.2.3 Взаимодействие амфотерных металлов со щелочами

В пробирку налить 2 мл 30% - ного раствора гидроксида натрия и опустить кусочек алюминия или цинка, нагреть содержимое пробирки. Поднести к отверстию пробирки зажженную лучинку. Что происходит? Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции.

7.2.4 Окислительные свойства перманганата калия

В пробирку налить 2 мл раствора перманганата калия, подкислить его несколькими каплями серной кислоты, прибавить несколько кристалликов сульфита натрия до изменения окраски раствора.

Провести ту же реакцию без подкисления раствора. Обратить внимание на образование осадка.

В пробирку налить 2 мл раствора перманганата калия, прибавить несколько капель 2н. раствора щелочи и несколько кристалликов сульфита натрия. Какова окраска раствора?

Сделать вывод о влиянии реакции среды на характер протекания окислительно-восстановительной реакции. Закончить уравнения реакций, применив метод полуреакций:

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂SO₄ MnSO₄+…

KMnO₄+Na₂SO₃+H₂O MnO₂+KOH+…

KMnO₄+Na₂SO₃+NaOH K₂MnO₄+ Na₂MnO₄+…

7.2.5 Окислительные свойства дихромата калия

В пробирку налить 2 мл раствора дихромата калия, подкислить его несколькими каплями 2н. раствора серной кислоты и добавить несколько кристалликов сульфита натрия. Обратить внимание на изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции, расставив коэффициенты с использованием метода электронного или электронно-ионного баланса.

7.3 Примеры составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Пример 1

Написать уравнение реакции окисления сульфида цинка и расставить в нем стехиометрические коэффициенты, используя метод электронного баланса.

Решение

- На основании знания окислительно-восстановительных свойств реагирующих веществ и наиболее характерных степеней окисления элементов составляется схема реакции:

ZnS +O₂ ZnO +SO₂

- Находятся элементы, изменяющие степень окисления в ходе реакции. В нашем примере – это кислород и сера.

- Составляются электронные схемы для процессов окисления и восстановления с указанием числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Число отданных или принятых электронов определяется по разности степеней окисления элементов до и после реакции.

S ^–2-6e=S⁺⁴ 2 окисляется, восстановитель

O₂⁰+4e=2O^--2 3 восстанавливается, окислитель

- Уравнивается число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, введением соответствующих коэффициентов в электронные схемы процесса окисления и восстановления.

- Найденные коэффициенты переносятся в уравнение реакции, и подбираются коэффициенты для всех остальных участников реакции:

2ZnS+3O₂ =2ZnO+2SO₂

Пример 2

Написать уравнение реакции окисления железа бихроматом калия в кислой среде (H₂SO₄) и расставить в нем стехиометрические коэффициенты, используя метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).

Решение

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительно использовать именно этот метод. В нем рассматриваются частицы, реально существующие в растворе, видна роль среды, не обязательно знать все образующиеся вещества, недостающие продукты реакции сами появляются при выводе уравнения реакции.

При составлении уравнений окислительно-востановительных реакций методом электронно-ионного баланса рекомендуется придерживаться определенного алгоритма.

- На основании знания свойств веществ, вступающих в реакцию, определяются окислитель и восстановитель и продукты их превращения.

Fe+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄

В данном примере окислителем является ион Cr₂O₇ ^2--, так как хром в нем имеет высшую степень окисления, которая в ходе реакции может только понижаться. В кислой среде бихромат-ион восстанавливается до катиона Cr³⁺. Железо является восстановителем, оно будет окисляться до катиона Fe²⁺.

- Составляются схемы полуреакций окисления и восстановления, в которых указываются реально существующие в растворе частицы.

- Уравнивается число атомов элементов в схемах полуреакций. При необходимости для этого используются частицы, существующие в водных растворах: Н₂О, Н⁺, ОН ^–.

Необходимо учитывать, что в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.

Присоединение недостающего кислорода в кислых и нейтральных средах происходит за счет молекул воды и приводит к образованию ионов водорода, в то время как в щелочной среде присоединение кислорода идет за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

- Учитывается правило электронейтральности: сумма зарядов в левой и правой части полуреакции должна быть одинакова. Для этого нужно прибавить или отнять от левой части полуреакции соответствующее число электронов. Оно определяется как разность между суммарными зарядами в левой и правой части полуреакции.

- Уравнивается число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Для этого вводятся соответствующие коэффициенты для полуреакций.

В разбираемом примере уравнения полуреакций восстановления и окисления выглядят следующим образом:

Cr₂O₇^2--+14H⁺+6e^-=2Cr³⁺+7H₂O окислитель

Fe – 2e^-=Fe²⁺ 3 восстановитель

- Складываются левые и правые части полуреакций:

Cr₂O₇^2--+14H⁺+3Fe=2Cr³⁺+7H₂O+3Fe²⁺.

Таким образом, получено ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

- Записывается уравнение реакции в молекулярной форме. При этом учитываются частицы, не принимавшие участия в окислительно-восстановительном процессе, но присутствующие в растворе. В данном примере это ионы K⁺ и SO₄^2--.

3Fe+K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+7H₂O+3FeSO₄+K₂SO₄.

Пример 3

Написать уравнение реакции взаимодействия метахромита калия с бромом в щелочной среде.

Решение

KCrO₂+Br₂+KOH

Так как хром в ходе реакции может повышать степень окисления от +3 до +6, а бром может понижать свою степень окисления от 0 до – 1, то анион CrO₂^- является восстановителем, Br₂ – окислителем.

CrO₂^--+4OH^-- -3e=CrO₄^2--+2H₂O 2 восстановитель

Br₂+2e=2Br ^-- 3 окислитель

2 CrO₂^--+8OH^-+ 3Br₂=2CrO₄^2--+4H₂O+6Br ^–

2KCrO₂+8KOH+ 3Br₂=2K₂CrO₄+4H₂O+6KBr

7.4 Требования к уровню подготовки студентов

• Знать понятия: степень окисления элемента, окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительная реакция.

• Знать наиболее распространенные окислители и восстановители.

• Уметь связывать окислительно-восстановительные свойства веществ со степенью окисления образующих их атомов элементов.

• Уметь составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставлять в них коэффициенты, используя метод электронного баланса и метод полуреакций.

7.5 Задания для самоконтроля

7.5.1 Какая из приведенных реакций является окислительно-восстановительной?

а) СaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂;

б) Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O;

в) 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ (нагревание, катализатор MnO₂);

г) (Fe(OH)₂)₂SO₄ + 2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 4H₂O

7.5.2 Какое вещество является окислителем в реакции, соответствующей приведенной схеме?

Cr₂O₃ + KOH + KCIO₃ → K₂CrO₄ + KCI + H₂O

7.5.3 Какой стехиометрический коэффициент должен стоять перед H₂O в уравнении реакции, соответствующей приведенной схеме?

Mg + HNO₃ (разб.) → Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

7.5.4 Какая из приведенных реакций не является окислительно-восстановительной?

а) Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄];

б) 3Cu + 8HNO₃ (разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O;

в) 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂;

г) Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

7.5.5 Какое вещество является восстановителем в реакции, соответствующей приведенной схеме?

KCrO₂ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + KBr + H₂O

7.5.6 Какова сумма всех стехиометрических коэффициентов, включая единичные, в уравнении реакции, соответствующей приведенной схеме?

Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O

7. Методом полуреакций составить уравнение реакции взаимодействия Cr₂O₃ c KClO₃ в растворе гидроксида калия, учитывая, что среди продуктов присутствуют калиевые соли хромовой и хлороводородной кислот. Указать окислитель и восстановитель.

8. Дописать уравнения реакций, используя метод электронно-ионного баланса:

а) P+HNO₃→ H₃PO₄+NO

б) KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄→ …

в) H₂S+Br₂+H₂O→ H₂SO₄+…

Для каждого процесса указать окислитель и восстановитель.

7.6 Список рекомендуемой литературы

7.6.1 Коровин Н.В. Общая химия: Учебник для технических направ. и спец. вузов. – М.: Высш. шк., 1998. – С. 251 – 260.

7.6.2 Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И.Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – С. 259 – 272.

7.6.3 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А.Рабиновича и Х.М.Рубиной. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – С. 139 – 155.