Окислительно-восстановительные реакции. Скворцов Антон ПС1-12

Цель работы

Ознакомиться с процессами окисления и восстановления, составить уравнения химических реакций и подобрать коэффициенты к ним различными методами.

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов к другим.

Согласно предложенной В. Л. Писаржевским (1874-1938 гг.) терминологии, окислением называется процесс, связанный с потерей электронов; восстановлением называется процесс, связанный с приобретением электронов.

Вещества, атомы или ионы которых принимают электроны, называются окислителями; вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями.

Наиболее употребляемые окислители:

1. Галогены и их кислородные соединения;

2. Азотная кислота и ее соли;

3. Соли марганцевой и хромовой кислот;

4. Пероксиды (если в растворе нет другого более сильного окислителя).

Наиболее употребляемые восстановители:

1. Свободные металлы

2. Сероводородная кислота и ее соли

3. Водород

4. Углерод

5. Монооксид углерода

Коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях можно вычислять различными методами.

1. Составление схем перехода электронов на основе изменения степеней окисления атомов или ионов.

1.1. Определение степени окисления элементов, входящих реакции.

1.2. Подсчет числа отданных и принятых электронов и нахождение наименьшего общего кратного и общих множителей.

1.3. Перенос основных коэффициентов в уравнение реакции и подсчет остальных атомов участвующих в реакции.

Иногда в реакциях окисления и восстановления меняет степень окисления только один элемент. Это явление носит название диспропорционирования. В этом случае число электронов, потерянных одной частью атомов данного элемента, равно числу электронов, принятых другой частью атомов этого же элемента.

2. Метод электронно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При составлении электронно-ионных схем следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но и (весьма часто) их состава, например, при окислении нитрит-иона в нитрат-ион (NO₂ ^-  NO₃ ^-) или при восстановлении перманганат-иона по схеме (MnO₄^-  Mn²⁺) и во многих других случаях.

При выводе молекулярно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для уравнений реакций обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциируемые и летучие соединения следует писать в виде молекул.

3. Алгебраический метод расчета коэффициентов в уравнениях химических реакций.

Метод основан на составлении балансов отдельных элементов составе различных молекул, участвующих в реакции. Метод применим как для расчетов окислительно-восстановительных реакций, так и для реакций, не сопровождающихся передачей электронов, например для реакций с участием органических веществ.

При составлении балансов следует использовать следующее правило знаков: начальные вещества записываются со знаком минус, конечные – со знаком плюс.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Перманганат калия как окислитель в кислой среде.

В пробирку налить 2-3 мл раствора KMnO₄, подкислить раствором H₂SO₄, добавить раствор Na₂SO₃ до обесцвечивания.

Вывод: Перманганат калия является окислителем в кислой среде.

Опыт 2. Перманганат калия как окислитель в нейтральной среде.

В пробирку налить 2-3 мл раствора KMnO₄, разбавить водой двое, добавить 2-3мл Na₂SO₃ до обесцвечивания и появления бурого осадка.

Вывод: Перманганат калия является окислителем в нейтральной среде.

Опыт 3. Перманганат калия как окислитель в сильно щелочной среде.

В пробирку налить 1-2 мл раствора KMnO₄, добавить 4-5мл KOH и добавить Na₂SO₃ до появления зеленого цвета.

Вывод: Перманганат калия является окислителем в сильно щелочной среде.

Опыт 4. Реакции самоокисления и самовосстановления йода.

Налить в пробирку KI и KIO₃, раствор подкислить HCl. Убедиться в образовании свободного йода с помощью крахмала.

Вывод: Под действием соляной кислоты йод восстанавливается из соединений с металлами.

Опыт 5. Перекись водорода как окислитель.

В пробирку налить KI, подкислить H₂SO₄ и добавить H₂O₂. Проверить раствор на наличие свободного йода.

Вывод:

Опыт 6. Перекись водорода как восстановитель.

Налить в пробирку KMnO₄, подкислить раствором H₂SO₄ и добавить H₂O₂ до обесцвечивания.

Вывод:

Опыт 7. Окислительная активность галогенов.

В 2 пробирки налить по 2 мл KI и KBr. В каждую пробирку добавить 2 мл хлорной воды. В каждую пробирку добавить бензол. Посмотреть на изменение цвета бензола.

Вывод: Хлор имеет большую окислительную активность, по сравнению с йодом и бромом.

Опыт 8. Селитра как окислитель.

В пробирке расплавить 1-2 г нитрата калия и бросить кусочек древесного угля. После окончания реакции окисления растворить содержимое пробирки в воде. Добавить соляную кислоту и обратить внимание на выделение газа CO₂.

Вывод: Селитра окисляет углерод с образованием карбоната. Наличие соли угольной кислоты видно по выделившемуся газу CO₂.

Контрольные вопросы.

1. Закончить молекулярные и составить электронные уравнения следующих процессов:

2. Подберите коэффициенты в уравнениях следующих реакций методом составления электронно-ионных схем:

7

Лабораторная работа по химии №2

15.07.19