Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: проведение ряда окислительно-восстановительных реакций, составление их уравнений методом электронно-ионного баланса и определение типа реакции.

Теоретическая часть.

Окислительно-восстановительным и называются реакции, сопровождающие переходом электронов от одних атомов и ионов к другим, в результате чего меняется степень окисления элементов. При этом элемент, отдающий электроны, называется восстановителем, а элемент, который принимает электроны - окислителем.

Степенью окисления называется заряд атома, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле окислителя и восстановителя являются ионными.

При определении степени окисления атомов в соединениях можно руководствоваться следующими положениями:

1. Степень окисления атомов в простых веществах (например, I₂, O₂, S, Al, Zn и т.п.) принимается равной нулю.

2. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов КН, NaH, CaH₂ и т.д.) проявляет степень окисления +1.

3. Кислород во всех соединениях, за исключением пероксидов, супероксидов и фторида кислорода обладает степенью окисления -2.

4. Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (Li, Nа, К, Cs, Fr) +1 и щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) +2.

5. Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений числа атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна 0.

Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций коэффициенты не подбираются, как в случае реакций ионного обмена, а вычисляются на основании уравнений электронного или электронно-ионного баланса. Проиллюстрируем оба метода на примере реакции, протекающей по схеме:

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

По методу электронного баланса вначале определяют степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах и находят элементы, изменяющие свою степень окисления:

Na⁺¹ Cr ⁺³O₂^-2 + Br ₂⁰ + Na⁺¹O^-2H⁺¹ ® Na₂⁺¹ Cr ⁺⁶O₄^-2 + Na⁺¹ Br ^-1 + H₂⁺¹O^-2,

затем для этих элементов составляют уравнения электронного баланса:

| 2 восстановитель

| 3 окислитель

Коэффициенты 2 и 3 получены исходя из непременного условия, что количество электронов, принимаемых окислителем, должно быть равно количеству электронов, отдаваемых восстановителем. Выставив найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем, затем уравнивают реакцию в целом:

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH = 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O

По методу электронно-ионного баланса уравнения электронного баланса составляют не для элементов, а для ионов или молекул, в состав которых в водных растворах входят элементы, изменяющие свою степень окисления. Для уравнивания используют находящиеся в растворе молекулы воды и ионы, определяющие характер среды (в данном случае ионы ОН^-):

| 2 восстановитель

| 3 окислитель

Коэффициенты перед окислителем и восстановителем определяются аналогично методу электронного баланса. Преимуществом метода электронно-ионного баланса является то, что одновременно определяются и коэффициенты перед моекулами воды и молекулами, определяющими характер среды (в данном случае NaОН):

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH ® 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O

Классификация ОВР:

а) межмолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель - разные вещества:

P ⁰ + H N ⁺⁵O₃ + H₂O ® H₃ P ⁺⁵O₄ + N ⁺²O;

б) внутримолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся а составе одной и той же молекулы:

K N ⁺⁵ O ₃^-2 ® K N ⁺³O₂ + O ₂⁰;

в) реакции диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления), при которых происходит окисление и восстановление атомов одного и того же элемента в одной и той же степени окисления:

K Cl ⁺⁵O₃ ® K Cl^-1 + K Cl⁺⁷ O₄

г) реакции обратного диспропорционирования - окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления:

H₂ S ^-2 + S ⁺⁴O₂ ® S ⁰ + H₂O;

Определение продуктов окислительно-восстановительной реакции является непростой задачей, поскольку их состав зависит от концентрации реагирующих веществ, от кислотности среды и т. д. Так, например, Мn⁺⁷ в кислой среде восстанавливается до Мn⁺², в нейтральной - до Мn⁺⁴ и в щелочной - до Мп⁺⁶.

Следует также учитывать, что чем более сильный восстановитель участвует в реакции, тем более глубоко восстанавливается окислитель и наоборот. Так, при реакции разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами (Bi, Си, Ag)oбpaзyeтcя N0, а при реакции ee с активными металлами (Zn, Mg, Ca) - N₂O, N₂ или NH₃.

Надо также иметь в виду, что ряд элементов может проявлять целый набор различных степеней окисления. В таблице приведены возможные степени окисления для наиболее распространенных окислителей и восстановителей и соответствующие данным степеням окисления соединения.

Только окислительные свойства проявляют элементы, имеющие высшую степень окисления, только восстановительные-элементы в низшей степени окисления и свободные металлы. Элементы, имеющие промежуточную степень окисления, а также свободные неметаллы за исключением F₂ могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Практическая часть

Общие указания по проведению опытов

Вещества, между которыми проводится реакция, берутся в одинаковых пропорциях (8-10 капель), причем, смешивание веществ следует производить в той последовательности, которая указана в задании.

Внимательно следите за внешними изменениями (изменение цвета, запаха, выделение газа или осадка) при протекании реакции и фиксируйте их. Для определения возможных продуктов воспользуйтесь таблицей. Рекомендуется начать определение возможных продуктов реакции с поиска потенциальных окислителей и восстановителей.

Оформление опытов следует начинать с написания уравнений электронно-ионного баланса, затем, просуммировав эти уравнения с учетом найденных коэффициентов, получают сокращенную ионную форму ОВР. Дополнив левую и правую часть сокращенной ионной формы фоновыми ионами, получают полную ионную форму ОВР и, наконец, объединив ионы в молекулы, - молекулярную форму ОВР.

Задания:

Опыт №1. Реакции, в которых окислителями являются элементы в высшей степени окисления:.........

I. KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 2.KMnO4 + H2O + NaNO2 З: KMnO4 + NaOH + NaNO2 4. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 5. CuCI2+ NaNO2 6. FeSO4+ H2SO4+ K2CrO4

7. KMnO4 + H2SO4 + Na2S 8. (NH4)2Cr2O7 9. KMnO4 + MnSO4 10. KMnO4 + KOH +Na2S2O3 11. KMnO4 + KOH +KI 12. KMnO4 + KOH +I2

Опыт №2. Реакции, в которых восстановителями являются элементы в низшей степени окисления или свободные металлы:

1. KMnO4 + H2SO4 +KI 2. KI+FeCl3 3. KI+ H2SO4 + NaNO2 4. KI+ H2SO4конц 5. Mg+ HNO3конц 6. Mg+ HNO3разб 7. K2CrO4+ H2SO4+Mg

8. KMnO4 + H2SO4 +Mg 9. KI+ HNO3конц 10. KI+ H2SO4 + K2CrO4 11. KMnO4 + H2SO4 +Na2S 12. Na2S+I2 13. Na2S+ H2SO4 + K2CrO4 14. KMnO4 + H2SO4 +Zn

Опыт №3. Окислительно-восстановительная двойственность элементов в промежуточной степени окисления.

1. KI+ H2SO4 + H2O2 2. NaNO2+ H2SO4+ K2CrO4 3. H2O2+ H2SO4+ K2CrO4 4. Na2S2O3+ NaOH +I2 5. Na2S2O3+ H2SO4 6. Na2S2O3+HCl

7. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 8. I2+ KOH 9. KMnO4 + H2O2 10. Na2S2O3+ KMnO4 11. Na2S2O3+ H2SO4 + K2CrO4 12. CuCI2+ Na2S2O3

Выводы:

В выводах по каждой реакции следует указать, какой элемент ипочему является окислителем и восстановителем, составить уравнения, электронно-ионного баланса и на их основании молекулярные уравнения ОВР и пояснить, к какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция.

Таблица 7.1.

Элемент	Степень окисления	Соединение или ион	Внешние признаки
Азот	+5	NO3^-	Бесцветный раствор
	+4	NО2 ↑	Бурый газ с резким запахом
	+3	NО2^-(KNО2,...)	Бесцветный раствор
	+2	NO↑	Бесцветный газ с резким запахом
	+ 1	N2O↑	Бесцветный газ со слабым наркотическим действием
		N2↑	Бесцветный газ без запаха
	-3	NH3 или NH4^+ (NH4NO3..)	Бесцветный газ с резким запахом или бесцветный раствор
Сера	-2	H2S↑, или S^2- (Na2S...)	Бесцветный газ или раствор с запахом тухлых лиц
		S↓	Осадок или взвесь белого цвета
+2	S2O3^2- (Na2S2O3.,.)	Бесцветный раствор
	+4	SO2↑, SО3^2- (Na2SO3..)	Бесцветный газ с резким запахом или бесцветный раствор
	+6	SO4^2- (Na2SO4...)	Бесцветный раствор
Марганец	+7	MnO4^-(KMnО4...)	Малиновый раствор
	+6	MnO4^2- (K2MnО4...)	Зеленый или сине-зеленый раствор
	+4	MnO2	Бурый оcадок или взвесь
	+2	Mn^2+ (MnSO4..)	Бесцветный раствор
Хром	+6	CrO4^2-_ (K2CrO4...), Сr2О7^2- (К2Сr2О7...)	Желтый раствор Оранжевый раствор
	+3	Cr^3+ (CrCl3, Cr2(SO4)3...)	Зеленый или фиолетово-голубой раствор
Железо	+3	Fe^3+ (Fe2(SO4)3,...)	Желтоватый раствор
	+2	Fe^2+ (FeCl2, FeSO4...)	Очень бледный желтый или зеленоватый раствор
Медь	+2	Cu^2+(CuCl2,...)	Голубой раствор
	+1	Cu^1+ (CuCl,...)	Зеленый раствор
Иод	+5	JO3^- (KJO3, NaJO3..)	Бесцветный раствор
	+ 1	JO^-(KJO,NaJO...)	Бесцветный раствор
		J2	Бурый раствор с характерным запахом или темно-фиолетовые кристаллы
	-1	J^- (KJ. NaJ...)	Очень бледно-желтый (почти бесцветный) раствор
Кислород		O2↑	Бесцветный газ без запаха
	-1	H2O2	Бесцветная жидкость
	-2	h2o, oh^-	Бесцветная жидкость

Лабораторная работа №8

Дата добавления: 2014-11-07