ОВР, МУ к лабораторной работе, все специальности

1
Федеральное агентство образования
ГОУ ВПО Тюменская государственная архитектурно-строительная академия
Кафедра общей и специальной химии
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к лабораторной работе по теме:
«РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ
В ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССАХ»
для студентов всех специальностей 1 курса
Тюмень -2005
2
Реакции окисления—восстановления в химических процессах:
ДОЛМАТОВА Н.Н., ПИМНЕВА Л.А., Методические указания к лабораторной работе для студентов всех специальностей (кроме ВиВ), дневное
отделение – 1 курс, 1-2 семестр, Тюмень: ТюмГАСА, 2005 год, стр.16
Рецензент: _к.х.н., доцент Полещук Ирина Николаевна_
(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)
Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:
Протокол № ___36____от «_____» __________________2005 г.
Учебно-методический материал утвержден на УМС академии:
Протокол №_______ от «_____» __________________2005 г.
Тираж____100____ экземпляров
3
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
При работе в химической лаборатории необходимо знать и строго соблюдать правила по технике безопасности, так как это обеспечивает личную
безопасность и безопасность окружающих людей.
1. Рабочее место необходимо содержать в чистоте, не загромождать
его посторонними предметами.
2. Перед работой необходимо ознакомиться с методикой ее проведения и соблюдать последовательность операций, указанных в методическом руководстве.
3. Реактивы общего пользования не уносить на рабочие места.
4. Соблюдать аккуратность при работе с кислотами и щелочами, в
случае попадания их на одежду или кожу немедленно промыть место контакта под проточной водой, затем нейтрализовать соответствующими растворами.
5. Бережно обращаться с химической посудой и оборудованием.
6. Использованную химическую посуду мыть сразу после опыта.
7. Во время работы соблюдать тишину.
8. По окончании лабораторной работы рабочее место должно быть
приведено в порядок.
4
ВВЕДЕНИЕ
Целью данной работы является проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ. В процессе оформления результатов лабораторных исследований
закрепить у студентов умение составлять уравнения окислительновосстановительных процессов методом электронно-ионного баланса.
5
1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Все типы химических реакций делятся на две группы. Первая группа включает в себя реакции, в которых происходит обмен ионами или
атомами между соединениями без изменения степени окисления. Это реакции обмена, реакции нейтрализации, некоторые реакции разложения
или соединения. Другой тип реакций, выделенный в отдельный класс, это
окислительно-восстановительные реакции (ОВР), сопровождающиеся изменением степени окисления элементов.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов
реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями.
В этих реакциях происходит передача всех или части валентных
электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим атомам, молекулам или ионам, в результате чего изменяется степень окисления.
Под степенью окисления (СО) понимают условный заряд атома в
соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
Правила для определения степени окисления.
1. Простые молекулы (О2, Н2, Cl2 и т.д.) и элементы в свободном
состоянии (Na, Cu, S и т.д.) имеют степень окисления равной 0.
6
2. Степень окисления щелочных металлов в соединениях (натрий,
калий, литий и др.) равна +1.
3. Степень окисления щелочно-земельных металлов в соединениях (кальций, магний и др.) равна +2.
4. Степень окисления водорода в соединениях равна +1, за исключением гидридов (NaH, CaH2, AlH3), где степень окисления равна −1.
5. Степень окисления кислорода в соединениях равна −2, за исключением перекисей (Na2O2, H2O2), где степень окисления равна −1 и оксида
фтора (OF2), где степень окисления кислорода равна +2.
6. Степень окисления фтора в сое6динениях составляет −1.
7. Молекула в целом нейтральна, поэтому алгебраическая сумма
степеней окисления элементов в молекуле равна нулю, в сложном ионе
эта сумма равна заряду иона.
В окислительно-восстановительных реакциях одновременно происходит два процесса: процесс окисления и процесс восстановления.
В качестве примера рассмотрим реакцию взаимодействия кальция с
соляной кислотой:
0 +1
+2
0
Са + 2HCl = СаCl2 + H2↑
Кальций отдает 2 электрона, превращаясь при этом в катион Са+2:
Са − 2ē = Са+2,
а катион водорода принимает электрон, превращаясь в нейтральный атом:
2Н+ + 2ē = H2↑
7
Процесс отдачи электронов называется окислением и сопровождается повышением степени окисления. Вещество, отдающее электроны
и повышающее свою степень окисления в ходе реакции, называется восстановителем.
Процесс присоединения электронов называется восстановлением
и сопровождается уменьшением степени окисления элемента. Вещество,
принимающее электроны и понижающее свою степень окисления, называется окислителем.
Следовательно, в рассмотренной реакции кальций окисляется, а водород восстанавливается. При этом кальций, отдавая электроны, является
восстановителем, а водород, принимая их, является окислителем.
Типичные восстановители:
1. Нейтральные атомы металлов, например, Na, Ca, Fe, Al и т.д.
2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов. К ним относятся
анионы бескислородных кислот (или солей): S2−, F−, Cl−.
3. Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени
окисления. Эти ионы при взаимодействии с сильными окислителями могут повышать свою степень окисления: Fe2+, Cr2+, Mn2+
4. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в состоянии промежуточной степени окисления: SO32−, NO2−, CrO2−, CO, NО.
Типичные окислители:
1. Нейтральные атомы неметаллов, например галогены и кислород.
8
2. Положительно заряженные ионы металлов с наиболее высокой
степенью окисления: Fe3+, Sn4+.
3. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления: KMnO4, K2Cr2O7.
4. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в состоянии высшей степени окисления: NO3−, SO42−, SO3.
Вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в
промежуточных степенях окисления, могут выполнять роль как окислителя, так и восстановителя в зависимости от другого компонента реакции.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций целесообразно использовать электронно-ионный метод.
Он основан на составлении реакций окисления и восстановления с
последующим суммированием их в общее уравнение. Сначала составляют
ионную схему реакции, записывая сильные электролиты в виде ионов, а
неэлектролиты, газообразные вещества и осадки – в виде молекул, причем
в это уравнение не включают ионы, которые не изменяются в результате
реакции.
Рассмотрим составление ОВР на конкретных примерах.
1. Восстановление перманганата калия в кислой среде.
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
Ионная схема реакции:
MnO4− + Fe2+ + H+ → Mn 2+ + Fe3+ + H2O
9
Из составленной схемы видим, что ион Fe2+ окисляется в ион Fe3+, а
ион MnO4− восстанавливается до иона Mn
2+
. Причем степень окисления
в первом случае возросла с +2 до +3, а во втором уменьшилась от +7 до
+2. Таким образом, ион железа будет окисляться, являясь при этом восстановителем, а MnO4− восстанавливаться, являясь окислителем.
Частичное уравнение окисления будет выглядеть следующим образом:
2Fe2+− 2ē = 2Fe3+
При написании частичного уравнения восстановления необходимо
учесть наличие атомов кислорода в ионе MnO4−. Для связывания их в молекулу воды нужно добавить ионы водорода из кислой среды и завершить
баланс добавлением 5 электронов:
MnO4− + 8H++5 ē → Mn 2+ + 4H2O
При выводе общего уравнения реакции частичные уравнения надо
умножить на такие множители, чтобы число потерянных и приобретенных
электронов было одинаково.
5│2Fe2+- 2 ē = 2Fe3+
окисление (восстановитель)
2│MnO4−+ 8H++5 ē → Mn 2+ + 4H2O восстановление (окислитель)
После умножения каждого уравнения на коэффициенты и суммирования получим ионное уравнение ОВР:
10Fe2++ 2MnO4− + 16H+ = 10Fe3+ + 2Mn 2+ + 8H2O
В молекулярном виде:
10
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 +5Fe2(SO4)3 + К2SO4
+8H2O
2. Восстановление перманганата калия в щелочной среде
KMnO4+Na2SO3 + КOH →K2MnO4 + Na2SO4 + ….
Ионное уравнение имеет вид:
MnO4− + SO32− + OH −→ MnO42−+ SO42− +…
С.О. меняются у марганца и серы.
Составим частичные уравнения окисления и восстановления:
2│ MnO4− + 1 ē = MnO42−
восстановление (окислитель)
1│ SO32− + 2ОН− − 2 ē = SO42− + Н2О
окисление (восстановитель)
Чтобы восполнить недостаток атомов кислорода в левой части уравнения окисления, добавляют гидроксильные группы OH−, тогда в правой
части уравнения появляются молекулы Н2О.
Суммируем полученные уравнения:
2MnO4− + SO32− + 2OH−= 2MnO42−+ SO42− + Н2О
Молекулярное уравнение:
2KMnO4+Na2SO3 + 2КOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 +Н2О
3. Восстановление перманганата калия в нейтральной среде
KMnO4+Na2SO3 + Н2О →MnO2 + Na2SO4 +…
Ионное уравнение:
MnO4− + SO32− + Н2О → MnO2+ SO42− +…
С.О. меняются у марганца и серы.
11
Частичные уравнения:
2│MnO4− +2 Н2О +3 ē =MnO2+ 4ОН− восстановление (окислитель)
3│ SO32− + Н2О -2 ē = SO42− + 2Н+
окисление (восстановитель)
После суммирования:
2MnO4−+4 Н2О +3SO32− +3Н2О= 2MnO2+ 8ОН−+3SO42−+ 6Н+
Для баланса атомов в ионно-электронные уравнения добавляем молекулы воды, в первом, чтобы убрать избыток кислорода, а во втором,
восполнить недостаток кислорода.
Преобразуя полученное уравнение, получим:
2MnO4−+3SO32− +7Н2О= 2MnO2+ 2ОН-+3SO42−+ 6 Н2О
Далее сократим в обеих частях уравнения на 6 молекул воды и запишем полученное уравнение в молекулярном виде:
2KMnO4+3Na2SO3 + Н2О = 2MnO2 + 3Na2SO4 +2КОН
Обобщая все сказанное, составим таблицу в соответствии с правилом стяжения в кислой, щелочной и нейтральной средах.
Наличие «О»
Кислая среда
(Н+)
Нейтральная среда
(Н2О)
Щелочная среда
(ОН-)
Избыток «О»
2Н++ «О»=Н2О
Н2О+«О»=2ОН−
Н2О+«О»=2ОН−
Недостаток «О»
Н2О = 2Н++ «О»
Н2О = 2Н++ «О»
2ОН− = Н2О
12
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. Окислительные свойства перманганата калия в
различных средах
В 3
пробирки внести по 1-2 мл раствора перманганата калия
КMnO4. Затем в первую добавить 1 мл разбавленного раствора H2SO4, во
вторую – 1 мл воды, в третью – 1 мл концентрированного раствора КОН.
В каждую пробирку внести раствор сульфита натрия Na2SO3 до изменения
цвета раствора.
Отметить в рабочей тетради наблюдаемые изменения.
Составить уравнения реакций между КMnO4 и Na2SO3 в кислой ,
нейтральной и щелочной средах. Сделать заключение об окислительновосстановительной способности перманганата в разных средах.
ОПЫТ 2. Окислительные свойства дихромата калия
В пробирку внести 1-2 мл раствора дихромата калия К2Cr2O7 и
1-2 мл разбавленного раствора H2SO4. Затем добавить небольшое количество раствора иодида калия KI.
Записать наблюдения и составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, используя схему:
Cr2O72− + H+ → 2Cr3+ + H2O
13
ОПЫТ 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений элементов, находящихся в промежуточной степени окисления
на примере нитрита натрия
Убедиться в окислительно-восстановительной двойственности нитрита натрия.
Для этого в одну пробирку поместить 1-2 мл раствора перманганата
калия, подкислить разбавленным раствором серной кислоты и добавить
раствор нитрита натрия NaNO2 до обесцвечивания раствора.
В другую пробирку внести 1-2 мл раствора иодида калия KI, подкислить разбавленным раствором H2SO4 и добавить раствор NaNO2 до
изменения окраски.
Как объяснить наблюдаемые явления? Написать уравнения реакции.
В каком случае нитрит-ионы проявляют восстановительные и в каком –
окислительные свойства? При восстановлении нитрит-ионов выделяется
азот, а при их окислении образуются нитрат-ионы.
14
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что понимают под степенью окисления?
3. Определить степени окисления элементов в соединениях Fe2O3,
FeO, HNO3, NO2, Cl2, NaClO, KClO3
4. Что понимается под процессами окисления и восстановления?
5. Какие вещества называются окислителями и восстановителями?
Назвать типичные окислители и восстановители.
6. В чем заключается сущность электронно-ионного метода составления окислительно-восстановительных реакций?
7. Составить уравнения окислительно-восстановительных процессов, используя схемы:
KBr + KBrO3 + H2SO4  Br2 + K2SO4 + H2O
P + HJO3 + H2O  H3PO4 + HJ
NaCrO2 + PbO2 + NaOH  Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
15
ЛИТЕРАТУРА
1. Н.Л. Глинка. Общая химия: Учебное пособие для вузов /Под
ред. А.И. Ермакова – М.: Интеграл-пресс, 2002. –727 с.
2. Н.В. Коровин. Общая химия.–М.: Высшая школа, 2000.– 558
с.
3. Практикум по общей и неорганической химии. – М.: Дрофа,
2002. – 302 с.
4. И.Г. Хомченко. Общая химия: – М.: Новая волна*Оникс,
1999. – 463 с.
16
СОДЕРЖАНИЕ
ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ…………………… 3
ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………….. 4
1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ…………………………………. 5
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ………………….….…. 12
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ………………………………… 14
ЛИТЕРАТУРА……………………………………………………. 15