Окислительно-восстановительные реакции: методические

Федеральное агентство по образованию
Томский государственный
архитектурно-строительный университет
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Методические указания к лабораторной работе
Составители А.Н. Павлова, Р.М. Сосновская
Томск 2007
Окислительно-восстановительные реакции: методические
указания к лабораторной работе / Сост. А.Н. Павлова, Р.М. Сосновская. – Томск: Изд-во Том. гос. архит.-строит. ун-та, 2007. – 17 с.
Рецензент доцент, к.б.н. Т.М. Южакова
Редактор Е.Ю. Глотова
В методических указаниях даны основные сведения об окислительно-восстановительных реакциях, их типах, важнейших
окислителях и восстановителях. В экспериментальной части работы дано описание методики выполнения лабораторной работы и
опыты, подтверждающие теоретические представления. Приведены контрольные вопросы.
Методические указания предназначены для студентов всех специальностей всех форм обучения.
Печатаются по решению методического семинара кафедры химии № 7 от 02.07.2006.
Утверждены и введены в действие проректором по учебной работе В.С. Плевковым.
с 01.01.2007
до 01.09.2012
Подписано в печать
Формат 60х90/16.
Бумага офсет. Гарнитура Таймс, печать офсет.
Уч.-изд.л. 0,9. Тираж 100 экз. Заказ №
Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2.
Отпечатано с оригинал-макета в ООП ТГАСУ.
634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.
2
Цель работы. Познакомиться на практике с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций.
Оборудование и реактивы: растворы перманганата
калия (0,1 М), серной кислоты (1 М), дихромата калия, иодида калия, гидроксида натрия (2 М); сухие соли – сульфит
натрия, сульфат железа (II); дистиллированная вода, крахмальный клейстер.
Основные сведения
Химические реакции, при протекании которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются
окислительно-восстановительными (ОВР).
Под степенью окисления атома в молекуле понимают
его заряд, вызванный смещением валентных электронов к
более электроотрицательному атому, или заряд иона элемента, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Степень окисления не следует смешивать с понятием
валентности – свойства атомов присоединять или замещать
определенное число атомов другого элемента.
Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом.
Степень окисления может быть положительной, отрицательной или равной нулю. Положительную степень окисления имеют атомы, от которых электронная плотность
смещена к другим атомам, отрицательную – атомы, к которым смещена электронная плотность. В простых веществах
степень окисления элемента равна нулю. Постоянную степень окисления имеют щелочные (+1) и щелочноземельные
(+2) металлы. Для водорода в большинстве соединений сте3
пень окисления равна +1, за исключением гидридов металлов (LiH, CaH2), в которых степень окисления водорода равна (–1). Фтор, характеризующийся наибольшим значением
электроотрицательности (ЭО), имеет в соединениях всегда
степень окисления (–1). Для кислорода, также имеющего
высокое значение ЭО, характерна в большинстве случаев
отрицательная степень окисления, равная (–2). В пероксидах
(H2O2, Na2O2) и фториде кислорода (OF2) степень окисления
кислорода соответственно (–1) и (+2).
Большинство элементов в соединениях могут проявлять различную степень окисления (с.о.). Принимая во внимание, что молекула в целом электронейтральна, т.е. число
положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов, можно легко определить с.о. элементов в ней. При этом
необходимо помнить, что водород в соединениях имеет с.о.
(+1), а кислорода – (–2), [исключение составляют гидриды
металлов NaH, CaH2, в которых у водорода с.о. (–1) и перекиси Н2О2, в которых с.о. кислорода (–1)]. В качестве примера определим с.о. серы в серной кислоте H2SO4. Обозначив с.о. серы через x и умножив известные нам с.о. водорода (+1) и кислорода (–2) на число их атомов в соединении,
составим уравнение:
(+1) ⋅ 2 + x + (–2) ⋅ 4 = 0, отсюда x = 6, т.е. H2+S+6O4–2.
При окислительно-восстановительных реакциях протекают два противоположных по характеру процесса: окисление и восстановление.
Окисление – процесс отдачи электронов атомом или
ионом, при этом степень окисления повышается. Атом или
ион, отдающий электроны, называется восстановителем,
например: Ca0 – 2e → Ca2+.
Восстановление – процесс присоединения электронов
атомом или ионом, степень окисления при этом понижается.
Атом или ион, принимающий электрон, называется окислителем, например: N5++3e→N2+.
4
Следует отметить, что “присоединение” электронов
окислителем и “отдача” восстановителем являются условными выражениями в случае образования соединений с ковалентной связью. Эти термины означают лишь смещение
общей электронной пары от менее электроотрицательного
атома к более электроотрицательному. В случае образования
ионных соединений в окислительно-восстановительных
процессах, протекающих в растворах, а также в случае
анодного окисления и катодного восстановления при электролизе “отдача” и “присоединение” электронов имеют прямой смысл.
Окисление и восстановление – единый взаимосвязанный процесс. Окисление невозможно без одновременно
протекающего восстановления и наоборот.
Окислитель и восстановитель реагируют между собой
в отношении их эквивалентов.
Типичные окислители и
восстановители
Окислителями могут быть: а) нейтральные атомы
неметаллов. Наиболее сильными окислителями являются
элементы главных подгрупп VII и VI групп, то есть элементы, атомы которых обладают большим сродством к электрону (F2, Cl2, O2);
б) атомы элементов в промежуточной положительной степени окисления.
Например: Mn4+, S4+, N3+, Cl3+, Cl2+;
в) атомы элементов в высшей положительной степени окисления.
Например: Сl7+, N5+, Mn7+.
Восстановителями могут быть:
5
а) нейтральные атомы всех элементов, кроме атомов
фтора и некоторых «инертных» газов. Наиболее сильными
восстановителями из них являются атомы с малым значением потенциала ионизации.
Например: Na0, Mg0, Ca0;
б) атомы неметаллов в отрицательной степени окисления, так как они могут терять свои избыточные электроны,
причем их восстановительная способность при одинаковой
степени окисления возрастает с увеличением условного радиуса иона.
Например: в ряду Cl − , Br − , I − восстановительная активность растет;
в) атомы элементов в промежуточной степени окисления.
Например: Fe2+, Sn2+ и др.
Методы составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций
Для составления уравнений химических реакций необходимо знать химические формулы исходных и образующихся в результате реакции веществ. Продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании
известных свойств элементов. При этом согласно закону сохранения массы вещества число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Общее число электронов, отдаваемых восстановителем, также должно быть равно общему числу электронов,
принимаемых окислителем.
Существует несколько методов составления уравнений
ОВР. Однако наиболее употребительными являются: метод
электронного баланса и электронно-ионный метод.
Метод электронного баланса заключается в определении степеней окисления элементов, подвергающихся
6
окислению и восстановлению, составлении электронных
уравнений с последующим сведением электронного баланса.
Пример. Составить уравнение реакции между бромоводородом НВr и концентрированным раствором серной кислоты Н2SO4. (Продуктами реакции являются свободный
бром и оксид серы (IV) SO2).
Вначале записываем схему реакции:
HBr + Н2SO4 → Br2 + SO2.
Затем определяем степень окисления атомов элементов до и после реакции и выясняем, что происходит изменение степени окисления брома и серы:
HBr + Н2S6+O4 → Br20 + S4+O2.
Составляем электронное уравнение:
Br − – 1e- →Br0 окисление
S6+ + 2e- → S4+ восстановление.
Подбираем коэффициенты для восстановителя и окислителя. Так как общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых
окислителем, то на каждый ион серы S6+ должно приходиться два иона брома Br − :
Br − – 1e- → Br0 2
S6+ + 2e- → S4+ 1.
Отсюда следует, что с одной молекулой Н2SO4 в реакцию вступают две молекулы HBr. Найденные коэффициенты подставляются в схему реакции:
2HBr + Н2SO4 → Br2 + SO2.
Сравнение обеих частей уравнения показывает, что в левой части имеется четыре атома водорода и два атома кислорода, которые не вошли в правую часть уравнения. Очевидно,
в результате реакции образуются еще две молекулы воды.
Итак, составляем окончательное уравнение реакции:
2HBr + Н2SO4 = Br2 + SO2 +2Н2О.
7
В заключение проверяем правильность уравнения путем подсчета и сравнения числа атомов кислорода в обеих
частях уравнения.
При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, целесообразно использовать электронноионный метод, который точнее отражает изменения веществ в процессе взаимодействия и учитывает характер среды. Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение его восстановителем происходит по-разному в кислой, нейтральной и
щелочной средах. При этом необходимо пользоваться следующими правилами:
1) если образующиеся соединения содержат больше
кислорода, чем исходные, то недостающее количество кислорода пополняется в кислой и нейтральной средах за счет
воды с образованием ионов водорода (Н+), а в щелочных
средах – за счет ионов ( ОН − ) с образованием молекул воды;
2) если же образующиеся соединения содержат меньше
кислорода, чем исходные, то освобождающийся кислород в
кислой среде реагирует с ионами водорода с образованием
молекул воды, а в нейтральной и щелочной средах – с молекулами воды с образованием гидроксильных групп ( ОН − ).
При составлении уравнений ОВР электронно-ионным
методом необходимо придерживаться следующего порядка:
а) составить частные уравнения процесса окисления и
процесса восстановления. При этом вещества записывают в
той форме, в которой они существуют в растворе: сильные
электролиты – в виде ионов, слабые – в виде молекул; осуществить материальный баланс атомов с учетом ионов среды (Н+ – в кислой, ОН − – в щелочной) или молекул Н2О, а
затем электронный баланс;
8
б) подобрать коэффициенты в уравнениях так, чтобы
число электронов, отданных восстановлением, было равно
числу электронов, принимаемых окислителем;
в) сложить частные уравнения с учетом подобранных коэффициентов;
г) исходя из полученного ионного уравнения, составить
полное молекулярное уравнение.
Рассмотрим пример составления уравнений ОВР электронно-ионным методом.
Например, для реакции:
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 →
NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
вначале необходимо составить схему реакции в ионном виде:
+
2+
NO −2 + MnO −4 + H → NO 3− + Mn + H2O,
а затем записать полуреакции отдельно для процессов окисления и восстановления:
+
5
NO − + H O – 2e → NO − + H
2
2
3
+
2+
2.
MnO −4 + 8Н + 5e → Mn + 4H2O
Помножив полуреакцию окисления на число 5, а полуреакцию восстановления на число 2 (при этом уравнивается
и сокращается число электронов), производим их сложение:
+
5 NO −2 + 5H2O + 2 MnO −4 + 16H =
+
2+
5 NO 3− + 10H + 2Mn + 3H2O.
Сократив подобные, получаем ионное уравнение:
+
2+
5 NO −2 + 2 MnO −4 + 6H = 5 NO 3− + 2Mn + 3H O,
2
в соответствии с которым молекулярное уравнение реакции
имеет вид:
9
5NaNO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 =
5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4+3H2O.
Во многих случаях ОВР протекают в определенной
среде: нейтральной, кислой или щелочной. Кислоты и щелочи расходуются при этом на образование солей и воды.
Пример. Реакция окисления хлорида хрома (III) бромной водой протекает в щелочной среде по схеме:
Cr3+Cl3 + Br20 + NaOH →
Na2Cr6+O4 + Na Br − + NaCl + H2O
Cr3+ – 3e- → Cr6+,
Br0 + 1e- → Br − .
В этой реакции с одной молекулой CrCl3 взаимодействуют три атома брома, а в результате реакции образуются одна
молекула Na2CrO4, три молекулы NaBr и три молекулы NaCl.
Так как свободный бром находится в виде молекул Br2,
коэффициенты удваивают:
2CrCl3 + 3Br2 + NaOH →
2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + H2O.
Подсчитывая количество атомов натрия в правой части
уравнения, находим, что гидроксида натрия должно участвовать шестнадцать молекул. Тогда число образовавшихся молекул воды будет восемь. После расстановки коэффициентов
уравнение принимает следующий вид:
2CrCl3 + 3Br2 + 16NaOH →
2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + 8H2O.
Для выяснения роли щелочи составим ионное уравнение реакции:
2Cr3+ + 3Br2 + 16 ОН − → 2CrO42– + 6 Br − +8H2O.
Отсюда видно, что окисление ионов Cr3+ в CrO42– бромом
сопровождается потреблением гидроксильных ионов. Следовательно, реакцию нужно проводить в щелочной среде.
10
В общем случае повышение степени окисления атомов
металлов происходит преимущественно в щелочной среде, а
понижение степени окисления их – в кислой среде.
В некоторых случаях кислота может выступать в качестве окислителя (или восстановителя) и в качестве солеобразователя. Поэтому определение коэффициента перед формулой кислоты в уравнении, основанное только на схеме перемещения электронов, ведет к неправильным результатам.
Таким образом, число молекул кислоты в реакции будет
складываться из числа молекул кислоты, затраченной на
окисление (восстановление), и кислоты, израсходованной на
солеобразование. Например:
3Сu + 8HN5+O3(p) → 3Cu(NO3)2 + 2N2+O + 4H2O,
N5+ + 3e- → N2+
Cu0 – 2e- → Cu2+
3
2
2
3
вос-ие (ок-ль)
ок-ие (вос-ль).
Более сложными бывают реакции, в которых окислению (или восстановлению) подвергаются атомы или ионы не
одного, а нескольких элементов одновременно.
Типы окислительно-восстановительных реакций
Существует
несколько
типов
окислительновосстановительных реакций:
1. Межмолекулярные ОВР – реакции, в которых окислители и восстановители находятся в разных веществах.
Например:
3SO2 + 2HNO3 + 2H2O = 2H2SO4 + 2NO,
N5+ + 3e- → N2+
S4+ – 2e- → S6+
3
2
2
3
вос-ие (ок-ль)
ок-ие (вос-ль).
11
2. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы.
Например:
N3–H4NO23+ = N2 + 2H2O,
N3– – 3e- → N0
N3– + 3e- → N0
3
3
1 ок-ие (вос-ль)
1 вос-ие (ок-ль).
3. Диспропорционирование – такие ОВР, которые протекают с одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.
Например:
3H3+NO2 = H5+NO3 + 2N2+O + H2O,
N3+ – 2e-→ N5+
N3+ + 1e- →N2+
2 1 ок-ие (вос-ль)
1 2 вос-ие (ок-ль).
Порядок выполнения работы
Опыт 1. Влияние реакции среды на характер восстановления перманганата калия
В три пробирки поместите по 3 – 4 мл раствора перманганата калия. Затем в первую пробирку внесите 2 мл раствора серной кислоты, во вторую – 2 мл дистиллированной воды, в третью 2 мл раствора едкого натрия (едкого калия).
После этого в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия до изменения цвета раствора. На
основании проведенных опытов сделайте вывод о характере
продуктов восстановления перманганат-иона в зависимости
от рН среды. Составьте уравнения реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса.
12
Опыт 2. Окислительные свойства бихромата калия
Поместите в три пробирки по 3 мл раствора бихромата
калия и по 3 мл серной кислоты. В первую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфата железа (II), во вторую пробирку – несколько кристаллов сульфита натрия, в
третью – добавляйте по каплям раствор иодида калия до
достижения устойчивой окраски. Для подтверждения образования свободного йода в третьей пробирке каплю этого
раствора поместите в пробирку с раствором крахмала. Запишите свои наблюдения. Составьте уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса и охарактеризуйте функцию каждого из участвующих в реакции
веществ.
Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства нитрит-иона NO −2
1. К подкисленному раствору иодида калия (под тягой)
добавьте несколько капель раствора нитрита натрия NaNO2
и несколько капель раствора крахмала. Что наблюдается?
2. К подкисленному раствору перманганата калия
КМnО4 добавьте до обесцвечивания раствор нитрита натрия
NaNO2. Запишите наблюдения.
Составьте уравнения окислительно-восстановительных
реакций и подберите коэффициенты. Объясните, каковы функции нитрита натрия NaNO2 в первой и второй частях опыта.
Опыт 4. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода
1. В пробирку поместите 5 – 6 капель раствора пероксида водорода, подкислите раствор 3 каплями серной кислоты и добавьте одну каплю раствора йодида калия. Наблюдайте появление малинового окрашивания. На образование
13
какого продукта оно указывает? Написать уравнение реакции. Определите в ней коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
2. В пробирку поместите 5 – 6 капель раствора перманганата калия, подкислите раствор 5 каплями серной кислоты и добавьте одну каплю раствора пероксида водорода.
Наблюдайте выделение газообразного продукта (какого).
Напишите уравнение реакции, учитывая, что продуктами её
протекания являются кислород, сульфат марганца (II), сульфат калия и вода. Определите в ней коэффициенты методом
электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель. Повторите эксперимент, заменив перманганат калия на
дихромат калия.
3. В пробирку поместите 5 – 6 капель раствора пероксида водорода и столько же капель воды. Добавьте несколько кристалликов твердого MnO2. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель и тип реакции.
Опыт 5. Термическое разложение дихромата аммония
В фарфоровую чашку поместите горкой кристаллический дихромат аммония. Зажженной спичкой прикоснитесь
к его поверхности. Что наблюдается в ходе реакции? Опишите ход реакции. Напишите схему реакции, учитывая, что
продуктами разложения является оксид хрома (III), свободный азот и вода. Уравняйте реакцию методом электронного
баланса. Каков тип этой реакции? Какое природное явление
в уменьшенном масштабе она напоминает?
Опыт 6. Окислительно-восстановительные свойства соединений свинца и олова
1. Восстановление перманганата калия хлоридом олова (II).
В пробирку с раствором перманганата калия добавьте
для создания кислой среды разбавленную соляную кислоту,
14
а затем раствор хлорида олова (II). Что наблюдается? Опишите опыт и напишите уравнение реакции, определив стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса.
2. Окисление иодида калия оксидом свинца (IV).
В пробирку внесите один микрошпатель оксида свинца (IV),
3 – 5 капель 2 н. серной кислоты и 5–6 капель иодида калия.
Нагрейте пробирку на спиртовке. Отметьте изменение цвета
раствора. Перенести стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8–10 каплями раствора крахмала. Отметьте появление синей окраски раствора. На образование
какого вещества указывает появление этой окраски раствора
крахмала? Опишите опыт и напишите уравнение реакции.
Методом электронного баланса определить коэффициенты.
3.Окисление сульфата марганца (II) оксидом свинца (IV).
В пробирку поместите оксид свинца (IV) на кончике
микрошпателя, добавьте 6–8 капель 2 н. азотной кислоты и
одну каплю раствора сульфата марганца (II). Содержимое
пробирки прокипятите, дайте раствору отстояться. Отметьте
окраску полученного раствора. Напишите уравнение реакции, учитывая, что образовалась марганцевая кислота и соль
свинца (II). По результатам опыта сравните окислительные
свойства оксида свинца (IV) и MnO −4 -ионов.
Опыт 7. Восстановительные свойства галогеноводородов
В три пробирки поместите по 1 г измельченных KCl,
KBr и KI и прилейте в каждую пробирку по одинаковому
объему H2SO4. Наблюдайте появление белых паров в первый момент во всех трех пробирках. Какой состав выделяющихся веществ? Следите за дальнейшими изменениями,
происходящими в пробирках. Объясните происходящие явления. Сравните восстановительные свойства HBr и НI. Напишите уравнения реакций окисления HBr и НI концентрированной серной кислотой, учитывая, что последняя при
15
взаимодействии с HBr восстанавливается до SO2, а с НI до
H2S. Расположите галогеноводороды в порядке возрастания
их восстановительной активности.
Контрольные вопросы
1. Что такое окислительно-восстановительные реакции?
2. Как называется: а) процесс отдачи электронов; б)
процесс присоединения электронов?
3. Какие вещества могут выступать в роли: а) только
окислителей; б) только восстановителей?
4. Назовите типы окислительно-восстановительных реакций?
5. Определите степень окисления серы в следующих
соединениях: SO2, SO3, H2SO4, H2S, H2SO3.
6. Методом электронного баланса уравняйте ОВР, протекающие по схемам:
а) C + HNO3 → CO2 + NO + H2O;
б) AgNO3 → Ag + NO2 + O2;
в) P + KOH + H2O → PH3 + KH2PO2.
Укажите тип ОВР.
Список рекомендуемой литературы
1. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высш.
шк., 2002. – 558 с.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия: учебное пособие для нехимических специальностей вузов / Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 728 с.
3. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии / Н.В. Коровин, Э.И. Мингулина, Н.Т. Рыжова. – М: Высш. шк., 1998.
16
4. Коровин, Н.В. Задачи и упражнения по общей химии /
Н.В. Коровин. – М.: Химия, 2000. – 230 с.
5. Забелина, И.А. Методическое пособие для самостоятельной подготовки к лабораторным работам по курсу “Химия” / И.А. Забелина, Л.В. Ясюкевич // В 2 ч. Ч. 1. – Мн.:
БГУИР, 1998.
17