Лабораторная работа № 10 окислительно – восстановительные реакции

Окислительные свойства кислот

Опыт 1. Окислительные свойства азотной кислоты.

а) Окисление магния разбавленной азотной кислотой.

В пробирку поместить 1 микрошпатель порошка магния и добавить 5-6 капель 2М раствора азотной кислоты. Написать уравнения реакции, учитывая, что разбавленная азотная кислота восстанавливается магнием до азота.

б) Окисление магния очень разбавленной азотной кислотой.

В пробирку поместить 1 микрошпатель порошка магния и добавить 5-6 капель 0,1М раствора азотной кислоты. Написать уравнения реакции, учитывая, что разбавленная азотная кислота восстанавливается магнием до NH₄⁺. Сделать вывод о связи между концентрацией азотной кислоты и степенью ее восстановления. Как убедиться, что в этой пробирке образовался нитрат аммония?

Опыт 2. Окислительные свойства серной кислоты.

В две пробирки поместить по 1 кусочку гранулированного цинка и добавить в одну из пробирок 3-4 капли 2М раствора серной кислоты, а в другую – 3-4 капли концентрированной серной кислоты (d=1,84 г/cм³). Пробирки с разбавленной и с концентрированной кислотой оставить на несколько минут. Что наблюдается? Через некоторое время нагреть пробирку с концентрированной кислотой. Какой газ выделяется?

Написать уравнения реакции взаимодействия цинка с серной кислотой разных концентраций и при различных температурах. Какие ионы являются окислителями в разбавленной и концентрированной серной кислоте?

Окислительные свойства анионов, содержащих

d-элемент в высшей степени окисления

Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной средах.

В три пробирки внести по 4-5 капель 0,1М раствора перманганатаа калия и добавить: в первую – 5 капель 2М раствора серной кислоты; во вторую – 5 капель воды и в третью – 5 капель 2М раствора гидроксида калия; затем в каждую прибавить по 1 микрошпателю кристаллов Na₂SO₃. Наблюдать происходящие изменения во всех пробирках. Написать уравнения реакций взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия в разных средах, имея при этом в виду, что ион MnO₄^- - фиолетово-малиновый; ион Mn²⁺ - бесцветный; MnO₂ – бурый осадок; ион MnO₄^2- - зеленый.

Восстановительные свойства солей железа (II) и олова (II)

Опыт 4. Восстановление брома ионом железа (II).

В подкисленную серной кислотой бромную воду добавить 1 микрошпатель сульфата железа (II). Наблюдать обесцвечивание раствора. Написать уравнения реакций взаимодействия бромной воды с сульфатом железа (II) в присутствии H₂SO₄.

Опыт 5. Восстановительные свойства хлорида олова (II).

В пробирку внести 5 капель раствора хлорида олова (II) и добавить 5 капель раствора нитрата ртути (II). Наблюдать выпадение белого осадка хлорида ртути (I) и постепенное его потемнение. Написать уравнения реакций взаимодействия хлорида олова (II) с нитратом ртути (II) с образованием каломели; взаимодействия хлорида олова (II) с каломелью. Какие свойства проявляют ионы Hg²⁺ и [Hg₂]²⁺?

Окислительно-восстановительные свойства элемента в различных степенях окисления

Опыт 6. Восстановительные свойства аммиака.

В пробирку внести 4-5 капель раствора аммиака, добавить 3-4 капли бромной воды. Наблюдать обесцвечивание раствора. Написать уравнение реакции взаимодействия аммиака с бромом. Аммиак окисляется до азота.

Опыт 8. Окисление нитрита калия.

В одну пробирку внести 3-4 капли раствора перманганата калия, в другую – столько же капель раствора дихромата калия. Растворы подкислить 2-3 каплями раствора серной кислоты и добавить в них несколько кристаллов нитрита калия. Наблюдать изменение цвета растворов в обеих пробирках. Написать уравнения реакций. Какие свойства проявляет нитрит калия в этих реакциях?

Опыт 9. Восстановление нитрата калия.

В пробирку с 3-4 каплями расвора нитрата калия добавить столько же капель раствора гидроксида калия и 1 микрошпатель цинковой пыли. Если реакция идет медленно, то содержимое пробирки осторожно нагреть. В пары реакционной смеси внести влажную индикаторную бумагу. Какой цвет приобрела бумага и почему? Написать уравнение реакции взаимодействия цинка с нитратом калия в щелочной среде.

Примеры расчета коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций на основе электронного баланса

Если известны исходные вещества и продукты реакций, то можно рассчитать коэффициенты уравнений, исходя из степеней окисления элементов исходных веществ и продуктов. Отражающие изменение степеней окисления схемы называют уравнениями электронного баланса.

Рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций, а также последовательность, которой надо придерживаться при составлении соответствующих уравнений реакций.

Пример 1. При окислении сероводородной кислоты хлором образуются серная и соляная кислоты:

H₂S + Cl₂ → H₂SO₄ + HCl

Степени окисления изменяют элементы сера и хлор:

S ^-2 – 8 e^- = S⁺⁶ 1 x 8 = 8

Cl₂ + 2 e^- = 2Cl^- 4 x 2 = 8

S^-2 + 4Cl₂ = S⁺⁶ + 8Cl^-

Поскольку в суммарном уравнении кислород не содержится, следует считать, что при окислении сероводородной кислоты хлором участвует вода:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

Пример 2. При окислении сульфата железа (II) дихроматом калия в сернокислой среде образуются сульфаты железа (III), хрома (III) и калия:

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Степени окисления изменяются у железа и хрома. Электронные схемы целесообразно составлять сразу на два атома хрома и два атома железа – это обусловлено наличием среди продуктов Fe₂(SO₄)₃ и Cr₂(SO₄)₃ .

2 Fe⁺² – 2e^- = 2Fe⁺³ 3 х 2 = 6

2Cr⁺⁶ + 6e^- = 2Cr⁺³ 1 х 6 = 6

6Fe⁺² + 2Cr⁺⁶ = 6 Fe³⁺ + 2Cr⁺³

6FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Справа от знака равенства 13 сульфат-ионов, поэтому перед H₂SO₄ ставим коэффициент 7 и далее коэффициент 7 перед Н₂О.

В заключение следует отметить, что расставлять коэффициенты в уравнениях с помощью схем электронного баланса можно для окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами, расплавами и растворами.

Примеры расчета коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций с помощью ионно-электронных схем

Используя схемы электронного баланса, можно поставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции к окислителю, восстановителю и восстановленной и окисленной формам.

Ионно-электронные схемы дают возможность поставить коэффициенты и к ионам Н⁺ и ОН^-, и к молекулам Н₂О. Ионно-электронные схемы удобно применять для реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов, например, KCNS или СН₃СН₂ОН.

При составлении уравнений полуреакций малорастворимые соли, слабые электролиты и газообразные вещества следует писать в молекулярном виде. Ионно-электронные схемы составляются различно в зависимости от реакции среды.

Реакции в среде сильных кислот. Если окислительно-восстановительная реакция происходит в среде, содержащей сильную кислоту, то в ионно-электронных полуреакциях рационально применять в случае необходимости только ионы водорода и молекулы воды.

При этом если нужно отнять у соединения атом кислорода, то его связывают в молекулу Н₂О:

ЭО_n + 2H⁺  ЭО_n-1 + Н₂О

а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу Н₂О, при этом освобождается два иона Н⁺:

ЭО_n + Н₂О  ЭО_n+1 + 2H⁺

Пример 1. При окислении сульфита натрия азотной кислотой получается сульфат натрия и оксид азота (II):

Na₂SO₃ + HNO₃  Na₂SO₄ + NO

При этом сульфит-ион переходит в сульфат-ион:

SO₃^2- + Н₂О – 2e^- = SO₄^2- + 2H^{+ *}

*Так как общий заряд левой части полуреакции равен 2-, а правой – нулю, то такой переход описывается потерей двух электронов.

Нитрат-ион переходит в NO:

NO₃^- + 4H⁺ +3e^- = NO + 2Н₂О

О бъединим обе полуреакции:

SO₃^2- + Н₂О – 2e^- = SO₄^2- + 2H⁺ 3 х 2 = 6

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- = NO + 2Н₂О 2 х 3 = 6

3SO₃^2- + 3Н₂О + 2NO₃^- + 8H⁺ = 3SO₄^2- + 6H⁺ + 2NO + 4Н₂О

Приведем подобные

3SO₃^2- + 2NO₃^- + 2H⁺ = 3SO₄^2- + 2NO + Н₂О

Таким образом, общее уравнение реакции имеет вид:

3Na₂SO₃ + 2HNO₃ = 3Na₂SO₄ + 2NO + Н₂О

Пример 2. При окислении пероксида водорода дихроматом калия в сернокислой среде образуются сульфат хрома (II) и кислород:

K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + O₂ + ….

Ионно-электронная схема имеет вид:

C r₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ + 7Н₂О 1 х 6 = 6

H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2Н⁺ 3 х 2 = 6

Cr₂O₇^2- + 3H₂O₂ +14H⁺ = 2Cr³⁺ + 3O₂ + 6Н⁺ + 7Н₂О

Cr₂O₇^2- + 3H₂O₂ +8H⁺ = 2Cr³⁺ + 3O₂ + 7 Н₂О

Окончательное уравнение реакции:

K₂Cr₂O₇ +3H₂O₂ +4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3O₂ +7 Н₂О + К₂SO₄

В ионно-электронных схемах не отражаются ионы К⁺, которые дописываются в правую часть в виде К₂SO₄.

Реакции в среде сильных оснований. Если окислительно-восстановительная реакция происходит в среде, содержащей сильное основание, то в ионно-электронных полуреакциях рационально применять в случае необходимости только гидроксид-ионы и молекулы воды.

При этом если нужно отнять у соединения атом кислорода, то добавляют молекулу Н₂О и освобождаются два гидроксид-иона:

ЭО_n + Н₂О  ЭО_n-1 + 2(ОH^-)

а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют два гидроксид-иона и получается молекула воды:

ЭО_n + 2(ОH^-)  ЭО_n+1 + Н₂О

Пример 3. При окислении серы в среде гидроксида натрия гипохлоритом натрия получают сульфат и хлорид натрия:

S + NaClO + NaOH  Na₂SO₄ + NaCl

Ионно-электронная схема имеет вид:

S + 8(OH^-) - 6e^- = SO₄^2- + 4Н₂О 1 х 6 = 6

ClO^-+ Н₂О +2e^- = Cl^- + 2(OH^-) 3 х 2 = 6

S + 8(OH^-) + 3ClO^-+ 3Н₂О = SO₄^2- + 4Н₂О + 3Cl^- + 6(OH^-)

S + 2(OH^-) + 3ClO^- = SO₄^2- + 3Cl^- + Н₂О

Окончательное уравнение реакции:

S + 3NaClO + 2NaOH = Na₂SO₄ + 3NaCl + Н₂О

Контрольные вопросы и задачи

1. Используя метод электронного баланса, написать уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления и диспропорционирования:

а) Na₂SO₃  Na₂S + ….

б) GeCl ₂  Ge + …

в) S + Na₂CO₃  Na₂S + CO₂ + …

г) Bi(NO₃) ₃  Bi₂O₃ + NO₂ + O₂

2. Используя метод электронного баланса, написать уравнения реакций межмолекулярного окисления-восстановления:

а) KI + H₂SO₄  I₂ + H₂S + …

б) KI + Cl₂ + KOH  KIO₃ + …

в) PbO₂ + Mn(NO₃)₂ + HNO₃  Pb(NO₃)₂ + …

г) KBiO₃ + HCl  BiCl₃ + …

д) HgCl₂ + SnCl₂ + HCl  Hg₂Cl₂ + …

3. Используя ионно-электронный метод, написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в различных средах:

в кислой среде:

а) Mg + H₂SO₄  MgSO₄ + H₂S + …

б) Zn + H₂SO₄  ZnSO₄ + S + …

в) Cu + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + NO + ….

г) Sn + HNO₃  SnO₂ + NO + ….

д) Р + HNO₃  H₃PO₄ + NO₂ + ….

в щелочной среде:

а) Cl₂ + KOH  KCl+ KClO₃

б) S + KOH  K₂S + K₂SO₃

в) CrCl₃ + H₂O₂ + KOH  K₂CrO₄ + …

г) P + Ba(OH)₂ + H₂O  PH₃ + Ba(H₂PO₂)₂

в нейтральной среде:

а) K₂MnO₄ + H₂O  MnO₂ + KMnO₄ + ….

б) Cl₂ + I₂ + H₂O  HIO₃ + HCl

4. Cколько граммов SnCl₂^.2H₂O нужно взять для приготовления 200 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л? Какова молярная концентрация приготовленного раствора?

Oтвет: 2,26 г; 0,05 моль/л.

5. Какой объем раствора HCl (d=1,19 г/см³) с массовой долей 38% и сколько граммов кристаллического MnO₂ нужно взять для получения 1,12 л хлора (н.у.)?

Ответ: 16,13 мл; 4,35 г.

5. Какой объем раствора иода с молярной концентрацией эквивалента 0,05 можно восстановить 1/16 H₂S моль (н.у.)?

Ответ: 2,5 л.

5. Сколько граммов KBr и KBrO₃ нужно взять, чтобы полученным бромом окислить в сернокислом растворе 0,1 моль FeSO₄?

Ответ: 9,9 г KBr и 2,8 г KBrO₃.

5. Какой объем кислорода выделиться (н.у.) из H₂O₂, если на него подействовать 2,1 г кристаллического MnO₂ в сернокислом растворе?

Ответ: 540 мл.

5. Какой объем раствора H₂O₂ (d=1,01 г/ см³) с массовой долей 3,4% следует взять, чтобы выделить 1,3 г иода из раствора KI в присутствии серной кислоты?

Ответ: 5 мл.

94