Химия лабы ПОД 1 курс / ОВР / Лабораторная работа № 3

Лабораторная работа № 10 Лабораторная работа № 10

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Не стоит путать понятия - степень  окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О.) может быть положительной, нулевой и отрицательной.

При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:

1.        Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH2 -  она равна -1 и т.д.) проявляет степень окисления +1.

2.        Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H2O2, BaO2 и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF2 – она равна +2) обладает степенью окисления  -2.

3.        Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Ho2, O o2, Feo, Zno и др.

4.        При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H2SO-24. Обозначив степень окисления серы через  х, составим уравнение: 

(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.

Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO2-4:

х + (-2) * 4 = -2;   х = -2 + 8 = +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны, называется  восстановителем.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.

В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H+, Hg+2, Zn+2 и т.д.) и входят в состав сложных ионов: S6+ - в виде SO2-4, N+5  в ионе NO-3, Mn +7 – в ионе MnO-4 и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными  свойствами обладают  ионы типа (Сl- , Br-, I-,  Se-2, Te-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N-3  в NH-3, O2- в H2O, S-2 в  H2S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной  степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N+3 – в HNO22; N+22 – в NO; N+ - в N2O; No – в N2; N-3 – в NH4OH; S+4 – в SO2; S+2 – в SO; So – в S2.

Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, O2, O3, H2O2, H2SO4 (конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Au+3, Ag+, гипохлориты, хлораты  царская водка, электрический ток на аноде.

Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2, H2SO3, HI, HBr, HCl, SnCl2, FeSO4, MnSO4, NH3, NO, альдегиды, спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионно-электронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO4- в кислой среде восстанавливается до Mn+2 (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до MnO2 (бурый осадок), а в щелочной – до MnO-24 (зеленый осадок).

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше  его восстановительные свойства.

Для определения направления  окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического  элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:

Е = φок. – φвосст.

где   φок.  – потенциал окислителя

        φвосст. – потенциал восстановителя

Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования К2Сr2О7 в качестве окислителя определим ЭДС следующих гальванических элементов:

F2   F    Cr2O-27   Cr+3   ;   E = 1,36 - 2,85 = -1,49 В                  Е < 0

Cl2 Cl-    CrO-27   Cr+3      ;   E = 1,36 - 1,36 = 0 В              Е = 0

Br2  Br-     Сr2O-27   Cr+3     ;   E = 1,36 - 1,07 = 0,29 В                  Е > 0

I2    I      Сr2O-27  Cr+3   ;    E = 1, 36 – 0,53 = 0,83 В       Е > 0

Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

2Brֿ - 2eˉ = Br2 ;    2Iֿ - 2eˉ = I2

ПРИМЕР 1.

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4,  определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 -  только окислители; HNO3, H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.

ПРИМЕР 2.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H2S  и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и HСlO4?

Решение: а) степень окисления в H2S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства  и взаимодействовать друг с другом  не могут;

б) в H2S n (S) = -2 (низшая); в H2SO3  n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем  H2SO3  является окислителем;

в) в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная); в  HСlO4 n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать.  H2SO3  в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

ПРИМЕР 3.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:

H2S + KMnO4 + H2SO4 ⇄ S + MnSO4 + K2SO4  + H2O

Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем  изменение степеней окисления атомов до и  реакции в написанной схеме.

H2S-2+ KMn+7O4 + H2SO4 ⇄ S0 + Mn+2SO4 + K2SO4  + H2O

Далее составляем электронные уравнения Восстановитель S־2  - 2еֿ → S0            5 процесс окисления

Окислитель       Mn+7+ 5eֿ → MN+2     2 процесс восстановления

И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других  реагирующих веществах.

Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:

5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 → 3S + 2MnSO4 + K2SO4  + 8H2O

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2*4 + 3*4 = 20 и в правой –2*4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –восстановитель (S-2) и элемент-окислитель (Mn+7) находятся в разных веществах.

Переписываем уравнение в ионно-молекулярной форме:

5H2S + МnOֿ4 +6H+ = 5S +2Mn+2 + 8H2O

ПРИМЕР 5.

К какому типу относятся следующие ОВР:

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O

K2MnO4 + H2O ®    KMnO4 + MnO2     + КОН

При помощи электронных уравнений составьте коэффициенты в этих реакциях.

Решение:

(NH4)2Cr2O7 ®  N2 + Cr2O3 + 4H2O

Восстановитель Nֿ3 - 3еֿ   ®    N0                          1- процесс окисления

3

Окислитель      Cr+6 + 3eֿ   ®  Cr+3               1- процесс восстановления

 Эта внутримолекулярная реакция, так как элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества.

3K2MnO4 + H2O ®  2KMnO4 + MnO2↓ + 4КОН