Методические указания к занятию № 6-7 Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы. Ознакомиться с процессами окисления, восстановления атомов в химических реакциях, понятием степени окисления атомов в соединениях, научиться составлять электронный баланс и подбирать коэффициенты в сложных уравнениях окислительно-восстановительных реакций.

Теоретическая часть.

Окислительно-восстановительными реакциями называют такие реакции, в которых происходит смещение или полный переход валентных электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим атомам, молекулам или ионам, что вызывает изменение степени окисления атомов реагирующих веществ.

Степенью окисления считают электрический заряд, который возник бы у иона если бы каждая электронная пара, образующая в молекуле ковалентную связь, полностью перешла бы на орбиталь более электроотрицательного атома. Например, в соединении H₂S две электронные пары, образующие ковалентные связи, смещены к атому S как более электроотрицательному. Если условно допустить полное их смещение, то атом S получит заряд –2, а каждый из атомов H ⁺¹, т. е. H₂⁺S^–2.

Таким образом, степень окисления – это условный заряд атома элемента в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов.

Степень окисления может иметь отрицательные, положительные и нулевые значения. Отрицательная степень окисления (–) определяется числом принятых электронов, положительная степень окисления (+) – числом отданных электронов. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. Степень окисления атомов обозначают цифрами с предшествующим знаком + или, – которые проставляются у атома в правом верхнем углу.

Определение степени окисления атомов (ст. ок.) в соединениях проводят, учитывая следующее:

1. Водород проявляет степень окисления + 1, например, H₂⁺O (исключение – гидриды металлов Na⁺Н^-, Ca⁺²Н₂^- и т. д.).

2. Кислород имеет степень окисления -2, например, Н₂⁺О^-2 (исключение – пероксиды Н₂⁺ О₂^-, Na₂⁺ О₂^- и фторид кислорода О⁺F₂^- ).

3. Степень окисления атома в простом веществе, а также степень окисления молекулы в целом равна нулю. Например, Н₂⁰, О₂⁰, Cl₂⁰, (H₂SO₄)⁰, (H₂O)⁰.

4. У атомов элементов главных подгрупп, проявляющих постоянную валентность, совпадающую с номером группы, I, II, III степень окисления равна +1, +2, +3. Например, Li⁺Cl^–, Ba⁺²Cl₂^-, Al⁺³Cl₃^-.

5. Степень окисления элемента в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона. Например, Na⁺I ^-, Mg⁺²Cl ₂^-, Al⁺³Br ₃^-.

6. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе - заряду иона. В качестве примера определим степень окисления серы в соединения H₂SO₃ и H₂SO₄.

В H₂SO₃ степень окисления водорода +1, кислорода –2, тогда степень окисления серы (Х) определяется из уравнения (+1) · 2 + Х + (–2) · 3 = 0, отсюда Х = +4, то есть H₂⁺S⁺⁴O₃^2-. Аналогично найдем степень окисления серы (Х) в H₂SO₄: (+1) · 2 + Х + (–2) · 4 = 0, Х = 6, т. е. H₂⁺S⁺⁶O₄^2-.

Высшая положительная степень окисления элемента в соединениях равна его высшей валентности и совпадает с номером группы Периодической системы, в которой находится данный элемент. Исключение составляют: кислород, фтор, бром, астат, полоний, железо, медь, серебро, золото. Большинство благородных газов и некоторые другие элементы. Для неметаллов сумма низшей отрицательной и высшей положительной степеней окисления равна восьми.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов – окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электронов – восстановлением.

Таким образом, окислитель, принимая электроны, восстанавливается, а восстановитель окисляется. В реакциях эти два процесса происходят одновременно. Причем число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем. Процесс окисления сопровождается увеличением степени окисления соответствующих элементов, а восстановления – наоборот, понижением степени окисления элементов, входящих в состав окислителя:

Соединения, в состав которых входят элементы в своей максимальной степени окисления, могут только восстанавливаться, выступая в качестве

окислителей, например, HN⁺⁵O₃, K₂⁺Cr₂⁶⁺O₇, KMn⁺⁷O₄.

Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, выступают только в качестве восстановителей, например, H₂S^–2, N^-3H₃.

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислительные свойства (при взаимодействии с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаимодействии с более сильными окислителями), например, в соединениях HN⁺³O₂, H₃P⁺³O₄, H₂O₂^- атомы азота, серы и кислорода находятся в промежуточной степени окисления.

Например, в соединениях KMn⁺⁷O₄, Mn⁺⁴O₂, Mn⁺²SO₄ марганец находится в максимальной, промежуточной и минимальной степенях окисления. Поэтому он является только окислителем, окислителем и восстановителем и только восстановителем соответственно.

Наиболее используемые окислители – это галогены, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, O₂, H₂O₂, H₂SO₄(конц), HNO₃, Ag₂O, PbO₂, ионы Ag⁺, Au²⁺, гипохлориты, хлораты и восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H₂S, SO₂, H₂SO₃, HI, HBr, HCl, SnCl₂, FeSO₄.

Существует два основных способа составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод.

Основным принципом при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, как и любой химической реакции, является равенство числа одних и тех же атомов до и после реакции, а также равенство суммы зарядов исходных и конечных веществ.

В основе обоих методов лежит правило равенства числа электронов, отданных восстановителем, с числом электронов, принятых окислителем.

Мы воспользуемся более простым методом электронного баланса, который основан на сравнении степеней окисления атомов исходных веществ и продуктов реакции.

Составим уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (II) с перманганатом калия в присутствии серной кислоты.

1. Запишем схему реакции:

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄→ MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

2. Определим степень окисления элементов:

K⁺Mn⁺⁷O₄^2-+ Fe⁺²S⁺⁶O₄^2- + H⁺²S⁺⁶O₄^2-→ Mn⁺²S⁺⁶O₄^2-+ Fe₂³⁺(S⁺⁶O₄^2- )₃ + K₂⁺ S⁺⁶O₄^2- + H₂⁺O^–2

Как видно, степень окисления меняется только у марганца и железа, у первого она понижается (восстановление), у второго – повышается (окисление).

Далее составляем электронные уравнения, отражающие процессы отдачи и присоединения электронов:

5 2Fe²⁺- 2e = 2Fe³⁺ – окисление восстановитель,

2 Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² – восстановление окислитель.

Как видно, Mn⁺⁷ принимает 5электронов, а 2 иона Fe²⁺ отдают два электрона. Кратное число отдаваемых и принимаемых электронов равно 10.

Отсюда легко найти коэффициенты перед окислителем и восстановителем в уравнении реакции

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Подведем баланс всех атомов в левой и правой частях уравнения и определим коэффициенты при всех веществах. В последнюю очередь уравниваются атомы водорода в молекуле H₂O:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄= 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO4)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

Число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения одинаково и равно 40, значит, данное уравнение составлено правильно.

Как правило, число промежуточных уравнений исключают и записывают лишь одно уравнение.

Вопросы для подготовки к лабораторной работе:

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

2. Что называется степенью окисления, как она определяется у элементов в сложных соединениях?

3. В чем заключается сущность процессов окисления и восстановления?

4. Какие простые вещества элементов периодической системы Д.И. Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?

5. Назовите часто применяемые окислители и восстановители.

6. Какие из приведенных ниже уравнений являются окислительно- восстановительными? Укажите в них окислитель и восстановитель. Ответ мотивируйте:

а) 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

б) 2NaBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + Na₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

в) РВr₃ + 3H₂O = 3HBr + H₃PO₃

г) CaO + H₂O = Ca(OH)₂

д) Сa + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

е) Mn(OH)₂ + 2HCl = MnCl₂ + 2H₂O

ж) MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Экспериментальная часть.

Опыт 1 Простые вещества и элементарные ионы

А. Взаимодействие металлического железа с ионом водорода. В пробирку с 3-4 каплями 0, 5 н. раствора серной или соляной кислот опустите несколько кусочков чистого железа. Отметьте выделение водорода.

Проведите качественную реакцию на обнаружение ионов Fe²⁺, добавив раствор K₃[Fe(CN)₆], в результате чего получается турнбулева синь Fe₄[Fe(CN)₆]₃.

Б. Взаимодействие металлического цинка с ионом меди Cu²⁺. Кусочек металлического цинка опустите в раствор сульфата меди (5-6 капель). Отметьте изменение поверхности цинка и цвет раствора.

Для обеих реакций напишите электронные уравнения, подберите коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2 Окислительные свойства перманганата калия

В три пробирки внесите по 3-4 капли 0, 1 н. раствора перманганата калия KMnO₄. В первую добавьте 2-3 капли 0, 5 н. раствора серной кислоты, (pH < 7), во вторую (рН > 7)? 2-3 капли 0, 5 н. раствора щелочи; в третьей пробирке рН = 7. Затем в каждую из пробирок внесите по несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃ и перемешайте. Через некоторое время отметьте изменение окраски растворов во всех трех пробирках. Напишите уравнения соответствующих реакций. Для каждой реакции составьте схему перехода электронов и расставьте коэффициенты.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 3 Окислительно-восстановительные свойства элемента в зависимости от его степени окисления

А. Действие серной кислоты и сероводорода на иодид калия. В две пробирки с раствором иодида калия KI (по 3 капли в каждой) прибавьте по 2-3 капли: в первую -концентрированной серной кислоты, во вторую - свежеприготовленной сероводородной воды. Как объяснить появление желтой окраски йода только в одной из пробирок?

_____________________________________________________________________________Напишите уравнение реакции, считая, что серная кислота восстанавливается до сероводорода.

_____________________________________________________________________________

Б. Взаимодействие сульфита натрия с сероводородом. Следует ли ожидать протекания окислительно-восстановительного процесса, если к 3 каплям 0, 1 н. раствора сульфита натрия Na₂SO₃, подкисленного 3 каплями 0, 1н. серной кислоты, добавить несколько капель свежеприготовленного раствора сероводородной воды? Проверьте свое предположение опытом. Напишите уравнение реакции, учитывая, что сера в обоих соединениях переходит в свободное состояние. Укажите окислитель и восстановитель.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

В. Взаимодействие сероводорода с дихроматом калия. К 2-3 каплям раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇ прибавьте столько же 2 н. серной кислоты и по каплям добавляйте сероводородную воду до изменения окраски раствора и появления серы в коллоидном состоянии. Напишите соответствующее уравнение реакции.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Г. Влияние степени окисления серы на характер взаимодействия ее с

перманганатом калия. В три пробирки внесите по 3 капли растворов перманганата калия KMnO₄ и 0, 1 н серной кислоты. Отметив окраску полученного раствора, добавьте в первую пробирку свежеприготовленную сероводородную воду, во вторую - кристаллы сульфита натрия Na₂SO₃, в третью - несколько капель концентрированной серной кислоты (р = 1, 84 г/см³). Размешайте содержимое всех пробирок стеклянными палочками и установите по изменению окраски, между какими веществами протекла реакция.

Напишите соответствующие уравнения реакций, учитывая, что практически бесцветным является ион Mn²⁺, помутнение раствора в первой пробирке обусловлено выделением серы. В каждом случае укажите степень окисления серы и ее роль в данном окислительно-восстановительном процессе.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Почему в одной из пробирок реакция не идет? _____________________________________

Из экспериментальных данных сделайте выводы: об окислительных и/или восстановительных свойствах атомов, находящихся в низшей, высшей и промежуточной степенях окисления. Дайте теоретическое обоснование._____________________________

_____________________________________________________________________________

Опыт 4 Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода

А. Взаимодействие пероксида водорода с сульфидом свинца. Внесите в пробирку две капли (0, 1 н.) нитрата свинца (II) Pb(NO₃)₂, добавьте 2 капли сероводородной воды и наблюдайте выделение черного осадка PbS. Прибавьте в пробирку 3-5 капель 3 %-го раствора пероксида водорода. Наблюдайте изменение цвета осадка, обусловленное окислением сульфида свинца в сульфат. Чем является H₂O₂ (окислителем или восстановителем) в данной реакции?

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Б. Взаимодействие пероксида водорода с диоксидом свинца. В пробирку внесите по 3 капли 3 % раствора H₂O₂ и 0, 2 н. раствора азотной кислоты, добавьте несколько кристалликов PbO₂. Наблюдайте бурную реакцию растворения PbO₂ с выделением кислорода и образованием иона Pb²⁺. Что подтверждает образование желтого осадка PbI₂ при добавлении иодида калия? ___________________________________________________

Окислителем или восстановителем является H₂O₂ при взаимодействии с PbO₂? _________

Сделайте общее заключение об окислительно-восстановительных свойствах пероксида водорода.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Сделайте общий вывод по работе.

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Контрольные вопросы и задачи.

Расставьте коэффициенты методом ионно-электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

P + KIO₃ + NaOH → Na₃PO₄ + KI + H₂O

MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + H₂O

Na₂SO₃ + AgNO₃ + KOH → Na₂SO₄ + Ag + KNO₃ + H₂O

Cr₂ (SO₄ )₃ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + Na₂SO₄ + H₂O

MnSO ₄ + KClO₃ + KOH → K₂MnO ₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O

Na₃CrO₃ + PbO₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + Na₂PbO₂ + H₂O

NaCrO ₂ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

Na₂SnO₂ + BiCl ₃ + NaOH → Na₂SnO₃ + Bi + NaCl + H₂O

Na₂SO₃ + KMnO ₄ + KOH → Na₂SO₄ + K₂MnO ₄+ H₂O

NaCrO ₂ + PbO₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + Na₂PbO₂ + H₂O

Bi₂O₃ + Br₂ + KOH → KBiO₃ + KBr + H₂O

K₂SnO₂ + Br₂ + KOH → K₂SnO₃ + KBr + H₂O

KNO₂ + KMnO ₄ + KOH → KNO₃ + K₂MnO₄ + H₂O

CrCl ₃ + NaClO + NaOH → Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O

Zn + KClO₃ + KOH → K₂ZnO ₂ + KCl + H₂O

Na₂SnO₂ + AgNO ₃ + NaOH → Na₂SnO₃ + Ag + NaNO ₃ + H₂O

Na₃AsO₃ + KMnO ₄ + KOH → Na₃AsO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

CrCl ₃ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + KBr + KCl + H₂O

Na₂SeO₃ + Cl₂ + NaOH → Na₂SeO₄ + NaCl + H₂O

H₂O₂ + AuCl ₃ + NaOH → O₂ + Au + NaCl + H₂O

Cr₂O₃ + KNO₃ + KOH → K₂CrO₄ + KNO₂ + H₂O

Sb₂O₃ + Br₂ + KOH → KSbO ₃ + KBr + H₂O

Bi₂O₃ + Cl₂ + KOH → Bi₂O₅ + KCl + H₂O

NaCrO ₂ + H₂O₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O

As ₂O₃ + I ₂ + KOH → K₃AsO₄ + KI + H₂O

Zn + KNO₃ + KOH → K₂ZnO ₂ + NH ₃ + H₂O

 MnO ₂ + O₂ + KOH → K₂MnO ₄ + H₂O

30. NaBrO₃ + F₂ + NaOH → NaBrO ₄ + NaF + H₂O

Na₂SO₃ + KMnO ₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

KNO₂ + KMnO ₄ + H₂O → KNO₃ + MnO₂ + KOH

Fe(OH)₂+ NaClO + H ₂O → Fe (OH) ₃+ NaCl      

 (NH ₄ )₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O → S + KCrO₂ + NH ₄OH

S + Cl₂+ H₂O → H₂SO ₄+ HCl   

Fe(OH) ₂+ O₂+ H₂O → Fe(OH)₃

SO₂+ NaIO ₃+ H₂O → Na ₂SO ₄+ H ₂SO ₄+ I₂

MnSO ₄+ KMnO ₄+H₂O → MnO ₂+ K₂SO ₄+ H ₂SO₄

H₂SO ₃+ I ₂+ H₂O → HI + H₂SO₄

Na₂SeO₃ + SO₂ + H₂O → Se + Na₂SO₄ + H₂SO₄

Cr₂O₃ + NaBrO₃ + H₂O → Na₂Cr₂O₇ + H₂Cr₂O₇ + Br₂

I ₂+ Cl ₂+ H₂O → HIO₃+ HCl   

H₂SO ₃+ Cl ₂+ H₂O → H₂SO ₄+ HCl    

P + HClO ₃+H ₂O → H₃PO ₄+ HCl  

NaBr + CaOCl₂ + H₂O → CaCl ₂ + Br₂ + NaOH

Se + AuCl ₃+ H₂O → H₂SeO ₃+ Au + HCl  

SO₂+ SeO₂+ H₂O → H₂SO ₄+ Se    

AsH ₃ + AgNO ₃ + H₂O → H₃AsO₄ + Ag + HNO ₃

HNO ₂+ Br ₂+ H₂O → HNO ₃+ HBr   

Ag₂SeO ₃+ Br ₂+ H₂O → H₂SeO ₄+ AgBr     

SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Se + Cl ₂+ H₂O → H₂SeO ₄+ HCl   

H₂S + Cl ₂+ H ₂O → H₂SO₄+ HCl   

As + Cl ₂+ H₂O → H₃AsO ₄+ HCl   

H₃PO ₃+ HgCl ₂+ H ₂O → H ₃PO ₄+ Hg + HCl     

Na₂S + FeCl₃+ H₂O → Na₂SO ₃+ FeCl₂+ HCl     

Литература для самоподготовки:

1.    Габриелян, О. С. Общая и неорганическая химия: учеб.пособие для студентов вузов, обучающихся по направлению 050100 " Пед. образование" / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, Е. Г. Турбина. - М.: Академия, 2011. – 479с.

2.    Григорьева О. С., Рязапова Л. З., Мифтахова Н. Ш. Общая и неорганическая химия: лабораторный практикум с использованием микрохимического оборудования по дисциплине «Общая и неорганическая химия», Ч. 1. Казань: КГТУ, 2010. – 137с.

3.    Коровин Н.В. Лабораторный практикум: учебное пособие \ Н.В. Коровин, В.К. Камышова, Е.Я. Удрис; под общей ред. Н.В. Коровина. – Москва: КНОРУС, 2017. – 336 с.

4.    Общая и неорганическая химия. Учебный справочник / Гусева А.Ф., Атманских И.Н., Балдина Л.И., Анимица И.Е., Нохрин С.С., Кочетова Н.А. Отв. редактор: Нохрин С.С. / Екатеринбург: Издательство Уральского университета, 2012. – 80с.

5.    Сироткин О.С. Химия: учебник / О.С. Сироткин, Р.О. Сироткин. – Москва: КНОРУС, 2019. – 364 с.

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: