Лабораторная работа 5 Окислительно-восстановительные реакции

Теоретические основы. Окислительно-восстановительными называются реакции, при которых происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется окислением; вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Восстановительными свойствами обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится в низшей степени окисления или степень окисления которого может возрасти. В лаборатории в качестве восстановителей обычно применяют H₂ , KI, H₂S, HNO₂ .

Процесс присоединения электронов называется восстановлением, а восстанавливающая частица - окислителем. Окислителями часто являются молекулы и ионы, содержащие элемент в высшей степени окисления, например: MnO₄ , Cr₂O₇² , Ni ³⁺ и т.д.

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяют по их окислительной способности, числено выражаемый через редокс- потенциал . Реальный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

 = ⁰+ lg(C_ок / C _восст) ,

где ⁰ - стандартный электродный потенциал данного процесса, n- количество принятых электронов, C_ок и C _восст - концентрации окисленной и восстановленной форм соответственно.

Чем больше значение , тем сильнее окислительные свойства окисленной формы данного соединения.

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы:

1). реакции межмолекулярного окисления-восстановления - это реакции в которых обмен электронами происходит между атомами, находящимися в различных молекулах: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu .

2). реакции внутримолекулярного окисления-восстанов-ления - в таких реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе: 2КClO₃ = 2KCl + 3O₂.

3). реакции диспропорционирования, в которых одни и те же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы имеют промежуточные степени окисления и являются одновременно окислителем и восстановителем:

3К₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Cоставление уравнений реакций окислисления-восстановления. Такие уравнения можно составлять как методом электронного баланса, так и ионно-электронным методом ( методом полуреакций ). В основе обоих методов лежит общий принцип: количество отданных и принятых электронов в реакции должны быть равно.

Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им рекомендуется пользоваться в тех случаях, когда реакция протекает не в растворах (обжиг, разложение, горение).

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

O₂ + 4 e = 2O² 11

Fe ²⁺ - e = Fe³⁺

2S - 10 e = 2S^{4+ 4}

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н⁺ и молекулы воды, в щелочной среде - ионы ОН и молекулы воды, в нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н⁺ или ОН ):

Ca + HNO_{3 (разб)} NH₄NO₃ + ...

Ca⁰ - 2 e Ca²⁺ 4

NO₃ + 10H⁺ + 8 e NH₄⁺ + 3H₂O 1

4Ca⁰ + NO₃ + 10H⁺ 4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

4Ca + 10HNO_{3 (разб)} 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Цель работы. Изучение окислительно-восстанови-тельных свойств различных веществ, типов окислительно-восстановительных реакций, а также методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

Порядок работы.

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия

в различных средах.

В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO₄. Затем в первую добавьте 5 капель 2N раствора серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель 2N раствора щелочи.

После этого во все три пробирки добавьте по каплям раствор сульфита натрия Na₂SO₃ до видимого изменения цвета растворов.

Напишите наблюдения и уравнения реакций, учитывая, что окраска соединений марганца зависит от его степени окисления: ион MnO₄ - имеет фиолетовую окраску, ион MnO₄² - имеет зеленую окраску, ион Mn²⁺ - практически бесцветен, оксид марганца MnO₂ - труднорастворимое вещество бурого цвета.

Опыт 2. Реакции внутримолекулярного окисления -

восстановления.

а) Разложения дихромата аммония (демонстрационный).

На асбестовую сетку насыпьте 5г дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ и внесите в соль зажженную лучину. Напишите уравнение реакции, имея ввиду, что из газообразных продуктов выделяется молекулярный азот и пары воды.

б) Разложение перманганата калия (демонстрационный).

Насыпьте в пробирку немного кристаллического перманганата калия (так, чтобы закрыть дно пробирки) и осторожно нагрейте пробирку на пламени горелки. Докажите тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Поставьте коэффициенты в уравнении реакции, считая, что в сухом остатке находятся оксид марганца (IV) и манганит калия K₂MnO₃ .

Опыт 3. Реакции диспропорционирования.

Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода Н₂О₂ и добавьте в качестве катализатора несколько кристаллов оксида марганца (IV). Докажите с помощью тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Напишите уравнение реакции, поставьте коэффициенты и объясните, почему эта реакция называется реакцией диспропорционирования.

Опыт 4. Окислительные свойства дихромата калия. (Cr ⁺⁶)

Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К₂Cr₂O₇ , 3 мл раствора 2N серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI . Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального клейстера выделение свободного иода.

Опыт 5. Восстановительные свойства иона Cr ⁺³.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли трехвалентного хрома, добавьте по каплям раствора щелочи до растворения образующегося осадка Cr(OH)₃ и затем по каплям раствор пероксида водорода до изменения окраски раствора. Напишите уравнение реакции.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Наблюдения.

5. Уравнения реакций (поставьте коэффициенты методом электронного или электронно-ионного баланса).

Типовые задачи

1. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:

а) CuSO₄ + Fe 

б) Ca + H₂O 

в) Cu + HNO₃ (конц) 

г) Fe + HNO₃ (разб) 

д) Zn + H₂SO₄(конц) 

е) KMnO₄ + KNO₂ + H₂O 

ж) KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH 

з) KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  O₂ + …..

и) Cr(OH)₃ + Br₂ + KOH  K₂CrO₄ + KBr + H₂O

2. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 3,2 г меди с избытком концентрированной серной кислоты.

3. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 4,0 г меди с избытком разбавленной азотной кислоты.