Лабораторная работа № 7 РАВНОВЕСИЯ ПРИ ПРОТЕКАНИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Химические реакции можно подразделить на два типа: реакции, про- текающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагентов (например, реакции обмена, происходящие в растворах, некото- рые реакции соединения и разложения), и реакции, при которых изменяет- ся степень окисления одного или нескольких элементов.
Реакции, относящиеся ко второму типу, называются окислительно- восстановительными.
Окислительно-восстановительные реакции:
∙такие реакции, которые протекают с переходом электронов от одних атомов (восстановителя) к другим (окислителю).
или
∙реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.
Окислительно-восстановительными реакциями являются большин-
ство лабораторных, промышленных и природных процессов.
Степень окисления – условный заряд, который приписывают дан- ному химическому элементу в соединении исходя из предположения о пол-
ном смещении электронной плотности от менее электроотрицательного к более электроотрицательному элементу.
Например, H |
+1O −2 |
, Н +1 |
N |
+5O −2 |
, K |
+1Mn+7O |
−2 . |
|
2 |
|
|
3 |
|
|
4 |
Одним из способов составления уравнений окислительно-восстано- вительных реакций является метод электронного баланса. Данный метод основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются вос- становителями, а сам процесс отдачи электронов – окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а сам процесс отдачи электронов – восстановлением.
Основные этапы составления уравнений реакций по этому методу: 1) записывают в молекулярном виде уравнение реакции и опреде-
ляют элементы, атомы которых меняют значения степени окисления.
Например, C 0 + H |
|
+6 |
+4 |
+4 |
+ H |
O , в данном случае степень |
2 |
S O |
→ C O |
+ S O |
|||
|
4 |
2 |
2 |
2 |
|
окисления изменили атомы углерода и серы.
61
2)составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления.
Вданном случае: C0 - 4e ® C +4
S +6 + 2e ® S +4 .
Для определения числа отданных и принятых электронов удобно пользоваться следующей шкалой изменения степеней окисления:
¾¾®−е− (отдача электронов (окисление) – степень окисления повышается
–4 |
–3 |
–2 |
–1 |
0 |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
+6 |
+7 |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
¬¾¾+ е− (присоединение электронов (восстановление) – степень окисления понижается
3) методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители, поскольку числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, должны быть равны.
Вданном случае значение наименьшего общего кратного равно 4,
адополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серы):
C0 - 4e ® C +4 |
4 |
1 |
|
|
|
S +6 + 2e ® S +4 |
|
2 |
4) в левой и правой части уравнения реакции перед формулами со- ответствующих веществ проставляются дополнительные множители.
В данном случае получаем
C + 2H2 SO4 → CO2 + 2SO2 + H 2O (коэффициент 1 опускается).
5) уравниваем числа атомов тех элементов, которые не изменяли степень окисления (число атомов кислорода уравнивается последним, пе- ред ним – число атомов водорода).
Вданном случае получаем C + 2H 2 SO4 → CO2 + 2SO2 + 2H 2O .
Всоставе некоторых веществ могут находиться несколько элемен- тов, изменяющих свою степень окисления. В этих случаях при составле- нии электронных уравнений подсчитывается алгебраическая сумма элек- тронов, теряемых и приобретаемых веществом
0 −3 +7 |
+5 |
0 |
0 |
|
P+ N H 4 Cl O4 |
¾¾®H3 P O4 |
+ N2 |
+ Cl2 |
+ H 2O |
62
0 |
|
|
|
+5 |
|
|
4 - процесс окисления |
|
|
|
|
|
|||
P |
- 5e− ¾¾® P |
|
|
||||
−3 |
|
- 3e− |
0 |
|
20 |
- процесс окисления |
|
N |
|
¾¾® N |
+ 4e− |
|
5 |
||
+ 7 |
|
− |
0 |
|
|
- процесс восстановления |
|
Cl + 7e |
¾¾®Cl |
|
|
||||
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Вданном уравнении основные коэффициенты удваиваются, так как
вправой части уравнения находятся двухатомные молекулы N2 и Cl2 .
Окончательное уравнение имеет вид:
8P + 10NH 4ClO4 = 8H3PO4 + 5N2 + 5Cl2 + 8H2O
Окислитель или восстановитель может расходоваться, кроме основ- ной окислительно-восстановительной реакции, и на связывание образую- щихся продуктов реакции, например
|
+6 |
|
−1 |
+3 |
0 |
|
|
K2 Cr2 O7 + H Cl ¾¾®Cr Cl3 |
+ Cl2 |
+ KCl |
|||
−1 |
0 |
|
6 - процесс окисления |
|
||
|
|
|||||
Cl -1e− ¾¾®Cl |
|
|
|
|
|
|
|
|
6 |
|
|
|
|
+ 6 |
+3 |
|
1 - процесс восстановления |
|||
2Cr + 2 |
× 3e− ¾¾®Cr |
|
||||
Основные коэффициенты здесь – 1 |
и 6 |
|
|
|||
K2Cr2O7 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Cl3 + 2KCl
На связывание продуктов реакции в соответствии с основными ко- эффициентами необходимо 8 моль HCl , которые не окисляются (2 моль
CrCl3 и 2 моль KCl )
K2Cr2O7 + |
6HCl |
+ 8HCl ¾¾®2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl |
|
на восстановление |
на связывание |
Уравнивая водород и кислород, в правую часть уравнения дописы- вают 7 молекул H 2O , получая окончательное уравнение
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O
63
Классификация окислительно-восстановительных реакций 1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции –
реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.
Например,
Mn+4O2 + 4HCl −1 → Mn+2Cl2 + Cl20 + H 2O
окислитель |
Mn+4 + 2 |
|
|
|
→ Mn+2 |
|
1 |
процесс восстановления |
e |
||||||||
восстановитель |
2Cl −1 − 2 |
|
→ Cl20 |
2 |
1 |
процесс окисления |
||
e |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реак-
ции – реакции, в которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одного вещества.
Например,
|
|
2KCl +5O −2 |
t |
|
|
−1 + 3O 0 |
||||||
|
|
→ 2KCl |
||||||||||
|
3 |
MnO2 |
|
|
|
2 |
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
окислитель |
|
Cl +5 + 6 |
|
|
|
→ Cl −1 |
|
|
2 |
|
процесс восстановления |
|
|
e |
|
|
|
|
|||||||
восстановитель |
|
2O −2 − 4 |
|
→ O20 |
12 |
|
3 |
|
процесс окисления |
|||
e |
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3. Диспропорционирование (самоокисление – самовосстановле-
ние) – реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, в одной и той же степени окисления.
Например,
Cl20 + KOH → KCl −1 + KCl +1O + H 2O
окислитель |
Cl20 |
+ 2 |
|
→ 2Cl −1 |
|
1 |
процесс восстановления |
|
e |
2 |
|||||||
восстановитель |
Cl20 |
− 2e → 2Cl +1 |
1 |
процесс окисления |
||||
|
||||||||
4. Конпропорционирование – реакции, в которых окислителем и
восстановителем является один и тот же элемент в разных степенях окисления.
Например,
2H 2 S −2 + S +4O2 → S 0 + H 2O
окислитель |
S +4 |
+ 4 |
|
|
→ S 0 |
|
1 |
процесс восстановления |
|
e |
|||||||||
восстановитель |
S −2 |
− 2 |
|
→ S 0 |
4 |
2 |
процесс окисления |
||
e |
|||||||||
64
Экспериментальная часть
Цель: изучить теорию равновесия в окислительно-восстанови- тельных реакциях, типы этих реакций и возможность их протекания.
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Опыт 1.1. Зависимость окислительной способности перманга-
ната калия от рН среды
Опыт 1.1 (а)
Накапайте в пробирку 10 капель 0,5н раствора перманганата калия КМnО4 и 10 капель дистиллированной воды. В полученный раствор на кончике микрошпателя добавьте несколько кристалликов сульфита калия K2SO3 (или сульфита натрия Na2SO3) и перемешайте стеклянной палочкой.
Какое вещество выпало в осадок и каков цвет полученного осадка? На- пишите уравнение протекающей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
В данной реакции сульфит-анион SO32 − окисляется до сульфат-
аниона SO42 − , а перманганат-анион MnO4− восстанавливается до оксида марганца (IV) MnO2.
Опыт 1.1 (б)
Накапайте в пробирку 10 капель 0,5н раствора перманганата калия КМnО4 и 5 капель 2н раствора серной кислоты. В полученный раствор до- бавьте на кончике микрошпателя несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3 (или сульфита калия K2SO3) и перемешайте стеклянной палочкой.
Что произошло с окраской раствора? Напишите уравнение протекаю- щей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Ука- жите окислитель и восстановитель.
В данной реакции сульфит-анион SO32 − окисляется до сульфат-аниона
SO42 − , а перманганат-анион MnO4− восстанавливается до катиона Mn2 + .
Опыт 1.1 (в)
Накапайте в пробирку 10 капель 0,5н раствора перманганата калия КМnО4 и 5 капель 2н раствора гидроксида натрия. В полученный раствор до- бавьте на кончике микрошпателя несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3 (или сульфита калия K2SO3) и перемешайте стеклянной палочкой.
65
Какой цвет приобрел раствор? Какое вещество обусловливает окраску полученного раствора? Напишите уравнение протекающей реакции, расста- вив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
В данной реакции сульфит-анион SO32 − окисляется до сульфат-аниона
SO42 − , а перманганат-анион MnO4− восстанавливается до манганат-иона MnO42 − .
Опыт 1.2. Восстановление двуокиси марганца соляной кислотой (опыт проводится под тягой)
Внесите в пробирку ½микрошпателя двуокиси марганца МnО2 и 3 – 4 капли концентрированной соляной кислоты. Слегка подогрейте пробирку на пламени горелки. Осторожно, направляя газ к лицу легким движением руки, определите характерный запах выделяющегося хлора.
Напишите уравнение протекающей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
В данной реакции оксид марганца MnO2 восстанавливается до катиона
Mn 2 + , а хлорид-ион Cl − окисляется до свободного хлора Cl2.
Опыт 1.3. Взаимодействие пероксида водорода с сульфидом свинца
Получите сульфид свинца PbS, для чего в пробирку с 2 каплями 0,5н раствора нитрата свинца добавьте 2 капли свежеприготовленной сероводо- родной воды (или раствор сульфида натрия). Каков цвет выпавшего осад- ка? Добавьте в эту же пробирку 5 капель 10 %-ного раствора пероксида во- дорода Н2О2. Что происходит с осадком?
Напишите уравнения протекающих реакций. В уравнении, протекаю- щем с изменением степеней окисления, коэффициенты расставьте методом электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления.
В данной реакции сульфид-анион S 2− окисляется до сульфат-аниона
SO42− , а пероксид водорода восстанавливается до воды.
Опыт 1.4. Взаимодействие пероксида водорода с диоксидом свинца
В пробирку, содержащую 10 капель 10 %-ного раствора пероксида водорода Н2О2 и 10 капель 2н раствора серной кислоты, внесите несколько кристалликов диоксида свинца (IV) РЬО2. Наблюдайте растворение двуоки- си свинца, бурное выделение кислорода и выпадение осадка сульфата свин-
ца (II).
66
Какого цвета образовался осадок? Напишите уравнение протекающей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите процесс окисления и восстановления.
Опыт 1.5. Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия
Впробирку, содержащую 10 капель 0,5н раствора иодида калия KI
и5 капель 2н раствора серной кислоты, добавьте 5 капель 3 %-ного раствора пероксида водорода Н2О2.
Каков цвет полученного раствора? Какое вещество обусловливает ок- раску раствора? Напишите уравнение протекающей реакции, расставив ко- эффициенты методом электронного баланса. Укажите процесс окисления и восстановления.
Вданной реакции пероксид водорода восстанавливается до воды.
Опыт 1.6. Окислительные свойства бихромата калия
Опыт 1.6 (а)
Впробирку накапайте 5 капель 0,5н раствора бихромата калия К2Сr2О7
и10 капель 2н раствора серной кислоты. К раствору добавьте 1 неполный микрошпатель сульфита калия K2SO3 (или сульфита натрия Na2SO3) и пере- мешайте стеклянной палочкой.
Что произошло с окраской раствора? Какое вещество обусловливает окраску раствора? Напишите уравнение протекающей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Вданной реакции сульфит-анион SO32− окисляется до сульфат-аниона
SO42− , а бихромат-анион Cr2O72− восстанавливается до катиона Cr 3+ .
Опыт 1.6 (б)
Впробирку накапайте 5 капель 0,5н раствора бихромата калия К2Сr2О7
и10 капель 2н раствора серной кислоты. К раствору добавьте 1 микрошпатель сульфата железа (II) FeSO4 и перемешайте стеклянной палочкой.
Что произошло с окраской раствора? Какое вещество обусловливает окраску раствора? Напишите уравнение протекающей реакции, расставив коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Вданной реакции железо окисляется от Fe2 + до Fe3+ , а бихромат-
анион Cr2O72− восстанавливается до катиона Cr 3+ .
67
2. Реакции диспропорционирования Опыт 2.1. Разложение азотистой кислоты (опыт проводится под
тягой)
В пробирку с 6 каплями 0,5н раствора нитрита калия KNO2 (или нит- рита натрия NaNO2) добавьте 3 капли 2н раствора серной кислоты. На- блюдайте выделение бурого газа.
Напишите уравнение реакции взаимодействия нитрита калия с сер- ной кислотой и реакцию разложения образовавшейся азотистой кислоты с получением оксидов азота NO и NO2. Коэффициенты в реакции, проте- кающей с изменением степеней окисления, расставьте методом электрон- ного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2.2. Диспропорционирование сульфитов
Опыт 2.2 (а)
В две пробирки поместите на кончике микрошпателя по 2 – 3 кри- сталлика сульфита натрия Na2SO3 (или сульфита калия K2SO3). Первую пробирку сохраните как контрольную, а вторую пробирку прогрейте над пламенем горелки в течение 6 – 8 минут. Дайте пробирке остыть, а за- тем в обе пробирки внесите по 5 капель воды и размешайте стеклянной палочкой. Добавьте в каждую пробирку по 4 капли 0,5н раствора нитрата свинца Pb(NO3)2. Наблюдайте образование белого осадка сульфита свинца PbSO3 в первой пробирке и черного осадка сульфида свинца PbS во второй пробирке.
Какой продукт прокаливания при взаимодействии с нитратом свинца дал этот осадок? Напишите уравнения реакций, протекающих в данном опы- те. Коэффициенты в уравнении разложения сульфита натрия расставьте мето- дом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2.2 (б)
Сухую пробирку с 2 – 3 кристаллами сульфита натрия Na2SO3 (или суль- фита калия K2SO3) осторожно, в течение 6 – 8 минут, прогрейте над пламе- нем горелки. Пробирке дайте остыть и накапайте в нее 5 капель дистилли- рованной воды. Раствор перемешайте стеклянной палочкой. Добавьте 4 капли 0,5н раствора сульфата меди CuSO4. Наблюдайте образование черного осадка сульфида меди CuS.
Какой продукт прокаливания при взаимодействии с сульфатом меди дал этот осадок? Напишите уравнения протекающих реакций. Коэффициен- ты в уравнении разложения сульфита натрия расставьте методом электронно- го баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
68
Опыт 2.3. Диспропорционирование галогенов
Опыт 2.3 (а)
В сухую пробирку накапайте 5 капель раствора иода, добавьте 5 ка- пель 30 %-ного раствора гидроксида натрия.
Как меняется цвет раствора? Напишите уравнение реакции, учитывая, что в данной реакции образуются соли иодоводородной HI и иодноватой НIO3 кислот. Коэффициенты в уравнении расставьте методом электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления.
Опыт 2.3 (б)
В пробирку накапайте 5 капель бромной воды и добавьте к ней по ка- плям 2н раствор гидроксида натрия до обесцвечивания раствора.
Напишите уравнение взаимодействия брома со щелочью, учитывая, что получаются соли бромоводородной НВr и бромноватистой НВrО кислот. Ко- эффициенты в уравнении расставьте методом электронного баланса. Ука- жите процессы окисления и восстановления.
Опыт 2.4. Разложение пероксида водорода
Опыт 2.4 (а)
Накапайте в пробирку 10 капель 3 %-ного раствора пероксида водо- рода. С помощью тлеющей лучинки проверьте, выделяется ли кислород.
К раствору добавьте ¼микрошпателя диоксида марганца МnО2 (катализа- тор). Что наблюдаете? Поднесите к отверстию пробирки тлеющую лучин- ку (ее необходимо приготовить заранее). Какой выделяется газ?
Напишите уравнение разложения пероксида водорода. Коэффициен- ты в уравнении расставьте методом электронного баланса. Укажите про- цессы окисления и восстановления.
Опыт 2.4 (б)
В две пробирки накапайте по 10 капель раствора индигокармина. В одну из них добавьте 2 капли 2н раствора хлорида железа (III) FeCl3 (катализатор). Затем в обе пробирки добавьте 8 капель 3 %-ного раствора пероксида водо- рода. Наблюдайте обесцвечивание раствора индигокармина из-за разложе- ния пероксида водорода. В какой пробирке это происходит быстрее?
Напишите уравнение разложения пероксида водорода. Коэффициен- ты в уравнении расставьте методом электронного баланса. Укажите про- цессы окисления и восстановления.
69
3. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления Опыт 3.1. Разложение бихромата аммония
Поместите в сухую пробирку ½микрошпателя бихромата аммония
(NH4)2Cr2O7 и нагрейте до начала реакции, после чего прекратите нагре- вание. Обратите внимание на особенности протекания реакции и ее про- дукты – газообразные (азот и пары воды) и твердый – оксид хрома (III).
Каков цвет образовавшегося оксида хрома (III)? Напишите реак- цию разложения бихромата аммония. Коэффициенты в уравнении рас- ставьте методом электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления.
Опыт 3.2. Разложение нитратов
Поместите в пробирку кристаллы нитрата (в соответствии с вашим вариантом) и осторожно нагревайте до начала выделения диоксида азота NO2 (газ бурого цвета).
Какое вещество осталось в пробирке и каков его цвет? Напишите уравнение разложения нитрата, расставив коэффициенты методом элек- тронного баланса (соль разлагается с образованием оксида металла, окси- да азота (IV) и кислорода). Укажите процессы окисления и восстановления.
Опыт 3.2 (а). Pb(NO3 )2 – нитрат свинца (брать ½микрошпателя).
Опыт 3.2 (б). Cd (NO3 )2 – нитрат кадмия (брать 1 микрошпатель).
Опыт 3.3. Разложение перманганата калия
Поместите в сухую пробирку ½ микрошпателя перманганата ка- лия КМnО4 и осторожно нагрейте на небольшом пламени горелки. Под- несите к отверстию пробирки заранее приготовленную тлеющую лучин- ку. Что наблюдаете? Какой газ выделяется? После прекращения выделе- ния газа (проверьте тлеющей лучинкой – она не должна больше вспыхи- вать) дайте пробирке остыть, а затем добавьте 15 капель воды, переме- шивая палочкой содержимое пробирки.
Каков цвет полученного раствора? Напишите реакцию разложения перманганата калия. Коэффициенты в уравнении расставьте методом элек- тронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления.
70