Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию

Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное агентство по образованию
Саратовский государственный технический университет
Балаковский институт техники, технологии и управления
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Методические указания
к выполнению лабораторной работы
по курсам « Химия», «Общая и неорганическая химия»
для студентов всех специальностей
очной, очно-заочной и заочной форм обучения
Одобрено
редакционно-издательским советом
Балаковского института техники,
технологии и управления
Балаково 2009
1
Цель работы: ознакомиться с особенностями окислительно-восстановительных процессов, установить влияние различных факторов на скорость протекания процессов.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции,
в которых происходит изменение степени окисления атомов или ионов реагирующих веществ, т.е. происходит переход электронов от одних атомов
к другим. В окислительно-восстановительных реакциях протекают одновременно два взаимно-связанных процесса: окисление и восстановление.
Вещества, отдающие электроны в процессе химической реакции, называются восстановителями, сам процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом – окисление, при этом происходит увеличение степени
окисления:
Ca0 – 2e → Ca+2,
2Br-1 – 2e → Br20
Вещества, присоединяющие электроны в процессе химической реакции, называются окислителями, сам процесс присоединения электронов
атомом, молекулой или ионом – восстановление, при этом происходит понижение степени окисления:
S+4 + 2e → S+2,
Cl20 + 2e → 2Cl-1
Уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления называются электронными уравнениями.
Степенью окисления называется условное число (со знаком + или -),
показывающее распределение электронной плотности в данной молекуле,
т.е. условный заряд атомов в молекуле, вызванный смещением электронной плотности в сторону атомов с большей электроотрицательностью. При
этом количество оттянутых от атома электронных пар соответствует его
положительной степени окисления, а количество притянутых к атому электронных пар - отрицательной степени окисления.
2
Алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов, входящих в
соединение, всегда равна нулю, т. e. молекулы в целом электронейтральны.
+1 -1
+1 -2
+1 +7 -2
+1 +6 -2
+1+5-2
+1+6 -2
H2O2, H2O, KMnO4, K2Cr 2O7, HNO3 , H2SO4
У молекул с неполярным типом химической связи электронная плотность распределена равномерно между атомами и их степень окисления
равна нулю, например: О20, N20, С0, Na0.
Высшей степенью окисления элемента называется наибольшее значение степени окисления, которое может принимать данный элемент, низшей степенью окисления элемента – наименьшее значение. Остальные степени окисления называются промежуточными.
Окислительно-восстановительные свойства атомов зависят от ряда
факторов и, прежде всего, от величины степени окисления: если элемент
находится в высшей степени окисления, то он может быть только окислителем; если в низшей степени окисления, то – восстановителем; если в промежуточной степени окисления, то может проявлять окислительно- восстановительную двойственность.
S-2
S0
S+6
низшая ст. окисл.
промеж. ст. окисл.
высшая ст.окисл.
S-2 – 2e → S0
S0 + 2e → S-2 ок-ль
S+6 + 2e → S+4
S-2 – 6e → S+4
S0 – 4e → S+4 восст.
S+6 + 6e → S0
S-2 – 8e → S+6
S-0 – 6e → S+6
S+6 + 8e → S-2
восстановитель
окисл.-восстан.
окислитель
двойственность
Окислительно-восстановительные свойства атомов связаны с положением элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Простые вещества – неметаллы обладают большими окислительными свойствами, а
металлы – большими восстановительными свойствами. С уменьшением ра3
диуса атома или иона увеличивается прочность связи электрона с ядром,
что приводит к ослаблению восстановительной и усилению окислительной
способности. В периодах с увеличением порядкового номера радиус атомов уменьшается, т.е. происходит ослабление восстановительных и усиление
окислительных свойств. В главных подгруппах наблюдается усиле-
ние восстановительных свойств элементов в направлении сверху вниз. У
элементов побочных групп незначительный рост радиуса при значительном увеличении заряда ядра приводит не к увеличению, а к уменьшению
восстановительных свойств, т.е. к ослаблению активности металла.
К важнейшим окислителям относятся соединения, имеющие в своем
составе металлы и неметаллы в высшей степени окисления (H2SO4, HNO3 ,
KCIO3, K2Cr2O7, KMnO4 и др.)
К важнейшим восстановителям относятся соединения, имеющие в
своем составе неметаллы в низшей степени окисления (HI, KI, HCl, H2S и
др.), металлы (Mg, Zn и др.), водород.
Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления
(SO2, H2SO3, HNO3, и др.), способны как повышать, так и понижать степень
окисления, т.е. могут выполнять роль или окислителя или восстановителя в
зависимости от свойства другого вещества, участвующего в реакции.
В пероксиде водорода Н2О2 степень окисления атомов кислорода
равна –1. В соответствии со сказанным выше, это соединение может играть роль окислителя:
Н2О2 + 2е + 2Н+ = 2Н2О
или роль восстановителя: Н2О2 –2е = О2 + 2Н+
Для составления уравнений реакций окисления-восстановления, применяют метод электронного баланса или ионно-электронный метод (метод
полуреакций). Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций подбирают с таким расчетом, чтобы наступил баланс по электронам, т.е. число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.
4
При использовании метода электронного баланса осуществляется
следующая последовательность операций.
1. Составляют схему окислительно-восстановительной реакции и находят атомы, изменяющие степени окисления в результате реакции.
+6
-2
+3
0
K2Cr2O7 +Na2S +H2SO4→ Cr2(SO4)2 +S + K2SO4 + Na2SO4 +H2O
2. Составляют электронные уравнения процессов окисления и
восстановления, соблюдая законы сохранения числа атомов и зарядов в
каждой полуреакции.
2Cr+6 + 6e →2Cr+3
1
восстановление
3
окисление
6
-2
S – 2e→S
0
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть
равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть.
3. Ставят основные коэффициенты в уравнение перед окислителем и
восстановителем и продуктами окисления и восстановления.
K2Cr2O7 +3Na2S +H2SO4 →Cr2(SO4)2 +3S + K2SO4 + Na2SO4 +H2O
4. Уравнивают продукты, не изменившие степени окисления своих
атомов в следующей последовательности:
а) катионы металлов;
б) анионы кислотных остатков;
в) катионы водорода;
г) кислород (по нему проверяется баланс)
K2Cr2O7 +3Na2S +7H2SO4= Cr2(SO4)2 +3S + K2SO4 + Na2SO4 +7H2O
Если молекула окислителя или восстановителя расходуется также на
связывание получающихся веществ, например, для реакции:
0
+5
+2
+2
Cu + HNO3 + HNO3 → Cu()2 + NO + Н2О
Cu0 – 2e → Cu+2
3 восстановитель
6
5
N+5 + 3e → N+2
2 окислитель
прежде всего, рассчитывают коэффициенты для окислителя и восстановителя и продуктов окисления и восстановления.
0
+5
+2
+2
3Cu + 2HNO3 + HNO3 → 3Cu()2 + 2NO+ Н2О
восстано- окисливитель
тель
продукт
окисления
продукт
восстановления
Затем определяют то дополнительное количество молей кислоты, которое было израсходовано на образование соли :
на образование
соли
Окончательная запись уравнения:
Ионно-электронный метод используется для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии сильных электролитов. Он
складывается из следующих этапов:
1. Записывают уравнение реакции в молекулярном и ионном виде:
KMnO4 +KI +H2SO4 → MnSO4 +I2+K2SO4 + H2O
К+ + MnO4- + К+ + I- + 2H+ + SO4-2 → Mn+2 + SO4-2 + I20 +2 К+ + SO4-2 + H2O
2. Записывают формулы ионов и молекул, которые принимают участие в реакции в качестве восстановителя или окислителя в ионном виде:
MnO4- + I- + H+ → Mn+2 +I20 +H20
3. Составляют электронные уравнения полуреакций, подбирают дополнительные множители:
MnO4- +5e +8H+ → Mn+2 + 4 H20
-
2I + 2e → I
2
10
5
0
2
восстановление
окисление
Если исходный ион или молекула содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то избыток атомов кислорода в кислой среде связывается ионами H+ в молекулы воды; в нейтральной или щелочной среде
– молекулами воды в гидроксильные группы ОН-.
6
Если исходный ион или молекула содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то недостаток атомов кислорода в кислой и нейтральной среде компенсируется за счет молекул воды; в щелочной среде –
за счет гидроксильных групп ОН-.
4. Составляют ионное уравнение реакции, суммируя уравнения полуреакций:
2MnO4- +10I- + 16H+ → 2Mn+2 +5I20 +8H20
5. Переносят коэффициенты в молекулярное уравнение, подбирают
коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении и проводят проверку (обычно по числу атомов кислорода)
2KMnO4 +10KI +8H2SO4= 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8Н2О
По механизму протекания процессов окислительно-восстановительные реакции делятся на следующие виды: межмолекулярные, внутримолекулярные,
реакции
диспропорционирования
(самоокисления-само-
восста-новления).
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
В этом случае окислитель и восстановитель входят в состав молекул
различных веществ.
+6
+2
+3
+4
2CrO3 + 3MnO → Cr2O3 +3MnO2
2Cr+6 + 6e =2Cr+3
1 окислитель
6
+2
+4
Mn – 2e = Mn
3 восстановитель
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Окислитель и восстановитель входят в состав молекулы одного и
того же вещества, но это атомы различных химических элементов.
-3
+6
0
+3
(NH4)2Cr2O7 → N2+ Cr2O3 + 4H2O
2N-3– 6e = N2
1
восстановитель
6
+6
2Cr + 6e =2Cr
7
+3
1
окислитель
Реакции диспропорционирования (самоокисления самовосстановления)
Они сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением
окисления степени окисления атомов одного и того же элемента.
+4
+6
-2
2 K2SO3 → 3 K2SO4+ K2S
S+4 – 2e = S+6
3
восстановитель
1
окислитель
6
+4
S + 6e = S
-2
На окислительно-восстановительные реакции влияют следующие
факторы:
Среда
В зависимости от того, в какой среде протекает реакция, образуются
различные продукты окисления или восстановления:
a) нейтральная среда
+7
+3
+4
+5
2KMnO4 + 3NaNO2+ H2O → 2MnO2 + 3NaNO3 +2KOH
Mn+7 + 3e → Mn+2
2
6
+3
+5
N –2e → N
3
б) щелочная среда
+7
+3
+6
+5
2KMnO4 + NaNO2+ 2KOH → 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O
Mn+7 + e → Mn+6
2
2
+3
+5
N –2e → N
1
в) кислая среда
+7
+3
+2
+5
2KMnO4 + NaNO2+ 8H2SO4→ 2MnSO4 + NaNO3 + 6K2SO4 + H2O
Mn+7 + 5e → Mn+2
2
10
+3
+5
N –2e → N
5
8
Концентрация окислителя или восстановителя
0
+6
+2
-2
a) 4Zn+5H2SO4(к) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Zn0 –2e → Zn+2
4
8
+6
S +8e → S
0
б)
-2
1
+1
+2
0
Zn+H2SO4(р) → ZnSO4 + H2
Zn0 –2e → Zn+2
1
2
+
2H +2e → H2
0
1
Природа окислителя и восстановителя
0
a)
+5
+2
-3
4Сa + 9HNO3(р) → 4Ca(NO3)2 + NH3 + 3H2O
Ca0 – 2e → Ca+2
4
8
+5
-3
N + 8e → N
0
1
+5
+2
+2
Ca0 – 2e → Ca+2
1
2
+5
+3
N + 2e → N
Температура
0
a)
-
+
CI2 + 2KOH → KCI +KCIO + H2O
Cl0 + e → Cl-
1
1
0
Cl – e → Cl
1
t0
0
б)
+
-
+5
3CI2 + 6KOH → 5KCI +KCIO3 + 3H2O
Cl0 + e → Cl-
5
5
0
Cl – 5e → Cl
+5
9
1
В стехиометрических расчетах окислительно-восстановительных
процессов используют окислительные и восстановительные эквивалентные
массы, которые определяются по формуле:
mý =
Ì
,
n
(1)
где mэ – эквивалентная масса окислителя (восстановителя);
М – мольная масса окислителя (восстановителя);
n – число электронов, принятых одной молекулой окислителя (отданных одной молекулой восстановителя).
В зависимости от условий реакции окислительно-восстановительные
эквивалентные массы могут иметь различные значения.
Например, перманганат калия KMnO4 (М=158,0 г/моль) в кислой
среде принимает пять электронов, его эквивалентная масса равна
mэ= 158,0/5=31,5 г/моль.
В сильнощелочной среде KMnO4 принимает один электрон,
mэ=158,0/1=158,0 г/моль.
В нейтральной и слабощелочной средах KMnO4 присоединяет три
электрона,
mэ=158,0/3=52,7 г/моль.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной
активности служит величина стандартного окислительно-восстановитель-ного потенциала. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определяются по таблице. Чем выше алгебраическая величина
потенциала, тем выше окислительная способность данного вещества в высшей степени окисления и наоборот, тем лучшим восстановителем является
соединение в низшей степени окисления.
При стандартных условиях потенциал системы определяется по формуле Нернста:
10
E = E0 +
0,059 ñîêèñ
lg
n
ñâîññò .
(2)
где Е0 – стандартный окислительно-восстановительный потенциал, В;
n – число электронов, принимающих участие в данной реакции;
сокис – концентрация окисленной формы;
свосст. – концентрация восстановленной формы.
Если KMnO4 окисляется в кислой среде согласно реакции
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn+2 +4 H2O,
то окислительно-восстановительный потенциал системы определяется по
уравнению:
0,059 [ MnO4− ][ H +
E= E +
lg
n
Mn+ 2
0
[
]
]8
(3)
Условием протекания окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разницы окислительно-восстановительных
потенциалов:
Е0 = Е0окисл. – Е0восст. >0
(4)
Зная окислительно-восстановительные потенциалы, можно определить направление течения реакции. Например:
FeCl2 + SnCl4 →FeCl3 + SnCl2
Из таблицы находим окислительно-восстановительные потенциалы
веществ, изменяющих степени окисления:
Е0 Fe+3/ Fe+2 =0,77 B;
Е0 Sn+4/ Sn+2 =0,15 B.
Е0 >0 будет при условии, если в системе окислитель Fe+3/ Fe+2, а
восстановитель Sn+4/ Sn+2 и реакция будет протекать в обратном направлении, т.е.:
2FeCl3 + SnCl2→ 2FeCl2 + SnCl4
Е0 = Е0окисл. – Е0восст.= 0,77 – (0,15) = +0,62 В
ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА
11
При работе в лаборатории необходимо знать и строго выполнять
основные правила:
1. За каждым студентом, работающим в лаборатории, закрепляется
рабочее место, которое он обязан содержать в чистоте и порядке.
2. Книги, сумки и другие предметы, не имеющие отношения к рабо-
те, убираются в ящики стола.
3. Реактивы следует расходовать бережно, беря для работы лишь
указанные количества.
4. Выполняя опыты, следует следить за тем, чтобы реактив не попал
на лицо, одежду и рядом работающего товарища.
5. Все склянки с реактивами необходимо закрывать соответствующи-
ми пробками.
6. Оставшиеся после работы реактивы не следует выливать или вы-
сыпать в реактивные склянки (во избежание загрязнения).
7. После окончания работы следует привести в порядок рабочее ме-
сто.
ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ
Задание 1
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Приборы и реактивы: бихромат калия, K2Cr2O7, 0,1 М; сульфат железа, FeSO4, 0,1 М; серная кислота, H2SO4, 0,1 М.
Выполнение опыта
К 1 мл раствора бихромата калия K2Cr2O7 прилейте 10 капель серной кислоты H2SO4 и 10 капель раствора FeSO4.
Как изменится цвет раствора и почему?
Запишите уравнение реакции, подберите коэффициенты. К какому
типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция?
12
Задание 2
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
Приборы и реактивы: йодид калия, KI, 0,1 М; перманганат калия,KMnO4 0,1 М; серная кислота, H2SO4, 0,1 М; пероксид водорода, H2O2,
0,1 М.
Выполнение опыта
В одну пробирку налейте раствор KI, а в другую 1 мл KMnO4, подкислите содержимое обеих пробирок 10 каплями раствора H2SO4 и добавьте по 10-15 капель H2O2. Отметьте, как изменится цвет раствора в первой пробирке, какой газ выделяется во второй (испытайте его тлеющей лучинкой). Укажите какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции.
Запишите уравнение реакции, подберите коэффициенты и объясните,
почему пероксид водорода может служить как окислителем, так и восстановителем.
Задание 3
Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций
Приборы и реактивы: перманганат калия, KMnO4, 0,1 М; серная кислота, H2SO4, 0,1М; гидрооксид калия, КOH, 0,1М; сульфит натрия, Na2SO3,
0,1М.
Выполнение опыта
В три пробирки налейте по 1 мл раствора KMnO4, содержимое первой пробирки подкислите
H2SO4, во вторую добавьте гидрооксид калия.
Затем во все три пробирки прибавьте по 1 мл Na2SO3. Как изменится цвет
раствора первой и второй пробирок, какое вещество выпало в осадок в третьей пробирке? Почему KMnO4 окисляет Na2SO3 в кислой, щелочной и
нейтральной средах?
Запишите уравнения реакций, подберите коэффициенты.
13
ОФОРМЛЕНИЕ ЛАБОРАТОРНОГО ЖУРНАЛА
Результаты наблюдений и опытов записываются в лабораторный
журнал, который оформляется следующим образом:
1. Оформление работы начинается с записи ее названия и даты вы-
полнения.
2. Дается краткое содержание теоретической части работы, в которой
отражаются основные положения теории.
3. Экспериментальная часть работы включает результаты проведен-
ного опыта, наблюдения, уравнения реакций.
4. По окончании эксперимента следует выполнить контрольные зада-
ния и представить журнал преподавателю на проверку.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Как изменяется в окислительно-восстановительном процессе сте-
пень окисления окислителя? Восстановителя? Приведите примеры.
2. Какие, из указанных ниже веществ могут проявлять только окис-
лительные свойства; только восстановительные свойства; как
окислительные, так и восстановительные свойства?
KMnO4, MnO2, V2O5, KI, HNO2.
3. Подберите коэффициенты методами электронного баланса и
ионно-электронным:
a) As2S3 + I2 + KOH → KI + K3AsO4 + H2O
б) Fe2SO4+ AsH3 → As + FeSO4 + H2SO4
в) Zn + HNO3 → Zn (NO3)2 + NH4NO3 + H2O
4. Вычислите эквивалентные массы окислителя и восстановителя в реакциях, протекающих по схемам:
a) PbO2 + NaNO2 + H2SO4 → PbSO4 + NaNO3 + H2O
14
б) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
5. Какова степень окисления атомов элемента, являющегося в данной реакции восстановителем?
(NH4)2Cr2O7 t → N2 + Cr2O3 + 4H2O
1) +3; 2) +5; 3) -2; 4) -3; 5) +1.
6. Сколько молекул азотной кислоты участвует в качестве окислителя в реакции:
FeS + HNO3 → Fe( NO3)3 + S + NO + H2O
1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) -10; 5) 15.
7. В какой среде осуществляется реакция, протекающая по схеме:
MnO2 + КClO3 + …. → K2MnO4 + KCl +
а) в кислой; б) в нейтральной; в) в щелочной.
Время, отведенное на лабораторную работу
Подготовка к работе
Выполнение работы
Обработка результатов эксперимента и
оформление отчета
0,5 часа
1,5 часа
1,0 час
Литература
Основная
1. Глинка. Н. А. Химия – Л.;2005. – 702 с.
2. Фролов В.В. Химия: учеб. пособие для втузов. – М.: Высш. шк., 2002.
-527 с.
3. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для техн. направл. и спец. вузов. –
М.: Высш. шк.,1998. – 560 с.
4. Ахматов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов – 4-е
изд., исправл.-М.: Высш. шк., 2002. -743 с.
5. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов – 3-е изд.,
исправл.-М.: Высш. шк., 2002. -527 с.
15
6. Метельский А.В. Химия в экзаменационных вопросах и ответах. – Мн.:
БелЭн, 2003. – 544 с.
7. Румянцева В.Е. Химические основы полимеров и вяжущих веществ::
учеб. пособие. - М.: Издательство строительных вузов, 2005. – 176 с.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Методические указания
к выполнению лабораторной работы
по курсам « Химия», «Общая и неорганическая химия»
для студентов всех специальностей
очной, очно-заочной и заочной форм обучения
Составили: Синицына Ирина Николаевна
Тимошина Нина Михайловна
Редактор
Подписано в печать
Бумага тип.
Тираж 100 экз.
Л. В. Максимова
03.02.09
Усл. печ. л. 1,0
Заказ
Формат 60х84 1/16
Уч.-изд.л. 1,0
Бесплатно
Саратовский государственный технический университет
410054, г. Саратов, ул. Политехническая, 77
Копипринтер БИТТиУ, 413840, г. Балаково, ул. Чапаева, 140
16