ОВР

Федеральное агентство по образованию Томский государственный архитектурно-строительный университет

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Методические указания к лабораторной работе Составители А.Н. Павлова, Р.М. Сосновская

Томск 2007

Окислительно-восстановительные реакции: методические указания к лабораторной работе / Сост. А.Н. Павлова, Р.М. Сосновская. – Томск: Изд-воТом. гос. архит.-строит. ун-та, 2007. – 17 с.

Рецензент доцент, к.б.н. Т.М. Южакова Редактор Е.Ю. Глотова

В методических указаниях даны основные сведения об окис- лительно-восстановительных реакциях, их типах, важнейших окислителях и восстановителях. В экспериментальной части работы дано описание методики выполнения лабораторной работы и опыты, подтверждающие теоретические представления. Приведены контрольные вопросы.

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей всех форм обучения.

Печатаются по решению методического семинара кафедры хи-

мии № 7 от 02.07.2006.

Утверждены и введены в действие проректором по учебной работе В.С. Плевковым.

с 01.01.2007 до 01.09.2012

Подписано в печать Формат 60х90/16. Бумага офсет. Гарнитура Таймс, печать офсет.

Уч.-изд.л. 0,9. Тираж 100 экз. Заказ №

Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2. Отпечатано с оригинал-макета в ООП ТГАСУ.

634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.

2

Цель работы. Познакомиться на практике с особенностямипротекания окислительно-восстановительных реакций.

Оборудование и реактивы: растворы перманганата калия (0,1 М), серной кислоты (1 М), дихромата калия, иодида калия, гидроксида натрия (2 М); сухие соли – сульфит натрия, сульфат железа (II); дистиллированная вода, крахмальный клейстер.

Основные сведения

Химические реакции, при протекании которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются

окислительно-восстановительными (ОВР).

Под степенью окисления атома в молекуле понимают его заряд, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому, или заряд иона элемента, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления не следует смешивать с понятием валентности – свойства атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.

Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом.

Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равной нулю. Положительную степень окисления имеют атомы, от которых электронная плотность смещена к другим атомам, отрицательную – атомы, к которым смещена электронная плотность. В простых веществах степень окисления элемента равна нулю. Постоянную степень окисления имеют щелочные (+1) и щелочноземельные (+2) металлы. Для водорода в большинстве соединений сте-

3

пень окисления равна +1, за исключением гидридов металлов (LiH, CaH2), в которых степень окисления водорода равна (–1). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности (ЭО), имеет в соединениях всегда степень окисления (–1). Для кислорода, также имеющего высокое значение ЭО, характерна в большинстве случаев отрицательная степень окисления, равная (–2). В пероксидах (H2O2, Na2O2) и фториде кислорода (OF2) степень окисления кислорода соответственно (–1) и (+2).

Большинство элементов в соединениях могут проявлять различную степень окисления (с.о.). Принимая во внимание, что молекула в целом электронейтральна, т.е. число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов, можно легко определить с.о. элементов в ней. При этом необходимо помнить, что водород в соединениях имеет с.о. (+1), а кислорода – (–2), [исключение составляют гидриды металлов NaH, CaH2, в которых у водорода с.о. (–1) и перекиси Н2О2, в которых с.о. кислорода (–1)]. В качестве примера определим с.о. серы в серной кислоте H2SO4. Обозначив с.о. серы через x и умножив известные нам с.о. водорода (+1) и кислорода (–2) на число их атомов в соединении, составим уравнение:

(+1) 2 + x + (–2) 4 = 0, отсюда x = 6, т.е. H2+S+6O4–2.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два противоположных по характеру процесса: окис-

ление и восстановление.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Атом или

ион, отдающий электроны, называется восстановителем,

например: Ca0 – 2e → Ca2+.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом или ионом, степень окисления при этом понижается. Атом или ион, принимающий электрон, называется окис-

лителем, например: N5++3e→N2+.

4

Следует отметить, что “присоединение” электронов окислителем и “отдача” восстановителем являются условными выражениями в случае образования соединений с ковалентной связью. Эти термины означают лишь смещение общей электронной пары от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному. В случае образования ионных соединений в окислительно-восстановительных процессах, протекающих в растворах, а также в случае анодного окисления и катодного восстановления при электролизе “отдача” и “присоединение” электронов имеют прямой смысл.

Окисление и восстановление – единый взаимосвязанный процесс. Окисление невозможно без одновременно протекающего восстановления и наоборот.

Окислитель и восстановитель реагируют между собой в отношении их эквивалентов.

Типичные окислители и восстановители

Окислителями могут быть: а) нейтральные атомы неметаллов. Наиболее сильными окислителями являются элементы главных подгрупп VII и VI групп, то есть элементы, атомы которых обладают большим сродством к электро-

ну (F2, Cl2, O2);

б) атомы элементов в промежуточной положитель-

ной степени окисления.

Например: Mn4+, S4+, N3+, Cl3+, Cl2+;

в) атомы элементов в высшей положительной степе-

ни окисления.

Например: Сl7+, N5+, Mn7+.

Восстановителями могут быть:

5

а) нейтральные атомы всех элементов, кроме атомов фтора и некоторых «инертных» газов. Наиболее сильными восстановителями из них являются атомы с малым значением потенциала ионизации.

Например: Na0, Mg0, Ca0;

б) атомы неметаллов в отрицательной степени окис-

ления, так как они могут терять свои избыточные электроны, причем их восстановительная способность при одинаковой степени окисления возрастает с увеличением условного радиуса иона.

Например: в ряду Cl − , Br− , I− восстановительная активность растет;

в) атомыэлементоввпромежуточнойстепениокисления.

Например: Fe2+, Sn2+ и др.

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений химических реакций необходимо знать химические формулы исходных и образующихся в результате реакции веществ. Продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. При этом согласно закону сохранения массы вещества число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Общее число электронов, отдаваемых восстановителем, также должно быть равно общему числу электронов, принимаемых окислителем.

Существует несколько методов составления уравнений ОВР. Однако наиболее употребительными являются: метод электронного баланса и электронно-ионный метод.

Метод электронного баланса заключается в опреде-

лении степеней окисления элементов, подвергающихся

6

окислению и восстановлению, составлении электронных уравнений с последующим сведением электронного баланса.

Пример. Составить уравнение реакции между бромоводородом НВr и концентрированным раствором серной кислоты Н2SO4. (Продуктами реакции являются свободный бром и оксид серы (IV) SO2).

Вначале записываем схему реакции:

HBr + Н2SO4 → Br2 + SO2.

Затем определяем степень окисления атомов элементов до и после реакции и выясняем, что происходит измене-

ние степени окисления брома и серы:

HBr + Н2S6+O4 → Br20 + S4+O2.

Составляем электронное уравнение:

Br− – 1e- →Br0

S6+ + 2e- → S4+

Подбираем коэффициенты для восстановителя и окислителя. Так как общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, то на каждый ион серы S6+ должно приходить-

ся два иона брома Br− :

Br− – 1e- → Br0 2

S6+ + 2e- → S4+ 1.

Отсюда следует, что с одной молекулой Н2SO4 в реакцию вступают две молекулы HBr. Найденные коэффициенты подставляются в схему реакции:

2HBr + Н2SO4 → Br2 + SO2.

Сравнение обеих частей уравнения показывает, что в левой части имеется четыре атома водорода и два атома кислорода, которые не вошли в правую часть уравнения. Очевидно, в результате реакции образуются еще две молекулы воды.

Итак, составляем окончательное уравнение реакции: 2HBr + Н2SO4 = Br2 + SO2 +2Н2О.

7

В заключение проверяем правильность уравнения путем подсчета и сравнения числа атомов кислорода в обеих частях уравнения.

При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, целесообразно использовать электронноионный метод, который точнее отражает изменения веществ в процессе взаимодействия и учитывает характер среды. Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение его восстановителем происходит по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. При этом необходимо пользоваться сле-

дующими правилами:

1) если образующиеся соединения содержат больше кислорода, чем исходные, то недостающее количество кислорода пополняется в кислой и нейтральной средах за счет воды с образованием ионов водорода (Н+), а в щелочных

средах – за счет ионов ( ОН− ) с образованием молекул воды; 2) если же образующиеся соединения содержат меньше кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной средах – с моле-

кулами воды с образованием гидроксильных групп ( ОН− ). При составлении уравнений ОВР электронно-ионным методом необходимопридерживаться следующего порядка: а) составить частные уравнения процесса окисления и процесса восстановления. При этом вещества записывают в той форме, в которой они существуют в растворе: сильные электролиты – в виде ионов, слабые – в виде молекул; осуществить материальный баланс атомов с учетом ионов сре-

ды (Н+ – в кислой, ОН− – в щелочной) или молекул Н2О, а затем электронный баланс;

8

б) подобрать коэффициенты в уравнениях так, чтобы число электронов, отданных восстановлением, было равно числу электронов, принимаемых окислителем;

в) сложить частные уравнения с учетом подобранных коэффициентов;

г) исходя из полученного ионного уравнения, составить полное молекулярное уравнение.

Рассмотрим пример составления уравнений ОВР элек- тронно-ионным методом.

Например, для реакции:

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 →

NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

вначале необходимосоставитьсхему реакции в ионном виде:

+ 2+

NO−2 + MnO−4 + H → NO3− + Mn + H2O,

а затем записать полуреакции отдельно для процессов окисления и восстановления:

Помножив полуреакцию окисления на число 5, а полуреакцию восстановления на число 2 (при этом уравнивается и сокращается число электронов), производим их сложение:

+

5 NO−2 + 5H2O + 2 MnO−4 + 16H =

5 NO3− + 10H+ + 2Mn2+ + 3H2O.

Сократив подобные, получаем ионное уравнение:

+ 2+

5 NO−2 + 2 MnO−4 + 6H = 5 NO3− + 2Mn + 3H2O,

в соответствии с которым молекулярное уравнение реакции имеетвид:

9

5NaNO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4+3H2O.

Во многих случаях ОВР протекают в определенной среде: нейтральной, кислой или щелочной. Кислоты и щелочи расходуются при этом на образование солей и воды.

Пример. Реакция окисления хлорида хрома (III) бром-

ной водой протекает в щелочной среде по схеме: Cr3+Cl3 + Br20 + NaOH →

Na2Cr6+O4 + Na Br− + NaCl + H2O

Cr3+ – 3e- → Cr6+,

Br0 + 1e- → Br− .

В этой реакции с одной молекулой CrCl3 взаимодействуют три атома брома, а в результате реакции образуются одна молекулаNa2CrO4, тримолекулыNaBr итримолекулыNaCl.

Так как свободный бром находится в виде молекул Br2, коэффициенты удваивают:

2CrCl3 + 3Br2 + NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + H2O.

Подсчитывая количество атомов натрия в правой части уравнения, находим, что гидроксида натрия должно участвовать шестнадцать молекул. Тогда число образовавшихся молекул воды будет восемь. После расстановки коэффициентов уравнение принимает следующий вид:

2CrCl3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + 8H2O.

Для выяснения роли щелочи составим ионное уравнение реакции:

2Cr3+ + 3Br2 + 16 ОН− → 2CrO42– + 6 Br− +8H2O.

Отсюда видно, что окисление ионов Cr3+ в CrO42– бромом сопровождается потреблением гидроксильных ионов. Следовательно, реакцию нужно проводить в щелочной среде.

10