2185

2185
Министерство транспорта Российской Федерации
Федеральное агентство железнодорожного транспорта
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ
Кафедра «Общая и инженерная химия»
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Методические указания
к выполнению лабораторной работы по химии
для студентов всех специальностей
и форм обучения
Составители: Л.М. Васильченко
Н.В. Сотова
Самара
2008
1
УДК 546
Окислительно-восстановительные процессы : методические указания к
выполнению лабораторной работы по химии для студентов всех специальностей и форм
обучения [Текст] / составители: Л.М. Васильченко, Н.В. Сотова. – Самара : СамГУПС,
2008. – 15 с.
Утверждены на заседании кафедры «Общая и инженерная химия» 21 марта 2008
года, протокол № 8.
Печатается по решению редакционно-издательского совета университета.
Методические указания предназначены для подготовки студентов к выполнению
лабораторной работы «Окислительно-восстановительные процессы». Содержание
рассматриваемого раздела дисциплины «Химия» соответствует Государственному
образовательному стандарту, действующему в настоящее время.
Составители: Васильченко Лидия Михайловна
Сотова Наталья Васильевна
Рецензенты: зав. кафедрой «Общая и неорганическая химия» Самарского
государственного технического университета, д.х.н., профессор
И.К. Гаркушин;
к.т.н., доцент кафедры «Физика и экологическая теплофизика»
Самарского государственного университета путей сообщения»
В.Е. Вилякин
Под редакцией доктора хим. наук, профессора Л.М. Васильченко
Компьютерная верстка Р.Р. Абрамян
Подписано в печать 22.04.2008. Формат 60х90 1/16.
Бумага писчая. Печать оперативная. Усл. п.л. 1,0.
Тираж 230 экз. Заказ № 57.
© Самарский государственный университет путей сообщения, 2008
2
Настоящие
методические
указания
соответствуют
действующему
государственному стандарту в транспортных высших учебных заведениях по
дисциплине «Химия». Они содержат описание лабораторной работы, отвечающей
разделам дисциплины: «Окислительно-восстановительные процессы», «Основы
электрохимии», «Определение эквивалентов простых и сложных веществ» и др.
Лабораторная работа включает: цель исследования; теоретически-справочную
часть с примерами решения задач; практическую часть, которая состоит из пяти опытов,
необходимых для закрепления теоретического материала; вопросы для самоподготовки;
безмашинный программконтроль; задачи для самостоятельного решения. В конце
методических указаний помещены правила техники безопасности при выполнении
опытов и список литературы, рекомендуемый для изучения рассматриваемой темы.
Лабораторная работа
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Вопросы и задачи для самостоятельной подготовки к проведению опытов
и выполнению контрольных работ
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными (ОВР)?
2. Дайте определение процесса окисления и восстановления. Какой из элементов,
участвующих в реакции, называется окислителем, а какой - восстановителем?
З. Дайте определение степени окисления (окислительного числа). Определите степень
окисления элементов в соединениях:
К2 Cr2 O7 ; Na 2S O4 ; Na2О2 ; КО2 ; Вr2
4. Что понимается под низшей и высшей степенями окисления? Исходя
из степени окисления серы в соединениях Н2S; SО2; Н2SО4; Н2SО3, рассмотрите, какими свойствами обладает сера в окислительно-восстановительных реакциях в высшей,
низшей и промежуточной степенях окисления.
5. С помощью электронного и электронно-ионного балансов расставьте коэффициенты
для реакций, идущих по схемам:
а) Na2Cr2 O7 + Вr2 + NаОН  Na2СrО4 + NaВr + Н2О
б) Н 2 S + H 2 O 2  H 2 S0 4 + Н 2 0
Укажите, какое вещество окисляется, а какое — восстанавливается, какое вещество
является окислителем, а какое — восстановителем в реакциях а) и б).
3
2 . Цель работы
Изучение окислительно-восстановительных свойств простых и сложных веществ и
значения среды в окислительно-восстановительных процессах; освоение электронного и
электронно-ионного балансов
для нахождения коэффициентов в окислительновосстановительных реакциях при различных расчетах.
3. ТЕОРЕТИЧЕСКИ – СПРАВОЧНАЯ ЧАСТЬ
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) являются наиболее распространенными
химическими реакциями и имеют большое значение в теории и практике. С ними связаны
процессы: дыхание, обмен веществ, фотосинтез, гниение, горение, электролиз, коррозия
металлов и др. В электрохимических преобразователях энергии (гальванических и
топливных элементах, аккумуляторах) протекают окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительными
называются
реакции,
сопровождающиеся
изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Изменение степени окисления происходит в результате перехода или оттягивания электронов
от одних атомов или ионов к другим. Например:
Zn0 + H2+1SO4 = Zn+2SO4 + H20
Zn0 - 2е-  Zn2+
1
2H+ + 2е-  H20
1
Под окислением понимается процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Процесс присоединения электронов называется восстановлением. Процесс окисления одного
вещества сопровождается восстановлением другого вещества.
Вещество, атомы или ионы которого отдают электроны, называется восстановителем. В
приведённом выше примере Zn0 является восстановителем, но в процессе реакции окисляется.
Вещество, атомы или ионы которого присоединяют электроны, называется окислителем.
В полуреакции восстановления Н+ - окислитель, но в результате реакции восстанавливается.
Степень окисления или окислительное число - это условный заряд элемента в молекуле,
вычисленный исходя из предположения, что молекула электронейтральна и имеет ионное
строение. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное или нулевое
значение.
При определении степени окисления элементов следует знать несколько основных
положений:
I. Водород в соединениях имеет степень окисления +1. Исключение составляют
соединения водорода с активными металлами-восстановителями, где его степень окисления
(-1).
Например: NaH-1, CaH2-1.
4
2. Кислород в соединениях проявляет следующие степени окисления:
-2, -1, -1/2, 0, +2,
в основном - (-2), например: H2O-2, H2SO4-2, NaO-2H; в пероксидах - (-1): H2O2-1, Na2O2-1, CaO2-1;
в супероксидах (надперекисях) - (-1/2): KO2-1/2,
RbO2-1/2; во фториде кислорода - (+2): O+2F2 ; в молекуле О2 - степень окисления – 0.
3. Щелочные металлы
Например: Li+1, Na+1.
имеют
постоянную
степень
окисления,
равную
+1,
4. Свободные металлы (Zn0 , P0 , Mg0) и простые вещества (H20, О20, N20) имеют
нулевую степень окисления.
5. В молекуле сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных зарядов, то
есть заряд молекулы равен нулю.
6. Заряд сложного иона равен алгебраической сумме зарядов частиц, составляющих
этот сложный ион.
Пример. Найти степень окисления серы в серной кислоте H2SO4, если степени
окисления водорода и кислорода известны (смотрите основные положения 1,2 и 5).
Решение: Н2 SO4, 12+Х+ (-2) 4 = 0; X=+6
Н2S+6О4.
Ряд элементов, таких как хлор, сера, марганец, хром могут проявлять переменные
степени окисления. Поэтому различают высшую, низшую и промежуточную степени
окисления.
Высшая степень окисления - это наибольший положительный заряд элемента в молекуле,
определяемый числом отданных всех валентных электронов, как правило, она (высшая
степень окисления) равна номеру группы в периодической системе элементов Д. И
Менделеева. Атомы элемента в высшей степени окисления могут только принимать
электроны и проявлять только окислительные свойства..
Низшая степень окисления в основном имеет отрицательное значение, равное числу
электронов, которое атом должен присоединить для завершения внешнего энергетического
уровня до восьми. Исключение составляет водород, который может принять электрон до
завершения внешнего уровня до двух. Атомы элементов в низшей степени окисления могут
только отдавать электроны и проявлять только восстановительные свойства.
Атомы элемента в промежуточной степени окисления могут отдавать и принимать
электроны и проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства.
Например, НNO3, степень окисления +5 для азота является высшей, так как азот
принадлежит к пятой группе периодической системы, имеет пять валентных электронов,
отдавая их, приобретает степень окисления +5.
Поэтому N+5
в окислительновосстановительных реакциях является только окислителем и может только присоединять
электроны.
В аммиаке NН3 степень окисления азота (- 3) является низшей. Поэтому N-3 может
только отдавать электроны и проявлять свойства восстановителя.
В соединениях N2O, NО, NO2 азот имеет соответственно степени окисления: +1, +2,
5
+4, которые являются промежуточными, поэтому в окислительно-восстановительных
реакциях эти соединения могут проявлять как окислительные, так и восстановительные
свойства.
3.1. Составление уравнений ОВР
Метод электронного баланса
Пример. Для нахождения коэффициентов в окислительно-восстановительной реакциии
используем метод электронного баланса. Применим метод к следующей ОВР:
К2CrO4 + NaNO2+ Н2SО4  Cr2( SO4 )3+ NaNO3 + K2SO4 + H2O
Определяем степени окисления элементов реагирующих веществ:
K2+1Cr+6O4-2 + Na+1N+3O-22 + H+12S+6O-24  Cr+32( S+6O-24)3 + Na+1N+5O-23 +H+12O-2
Из последнего уравнения видно, что степени окисления изменяют хром от +3 до +6 и азот
от +3 до +5.
С помощью электронных уравнений составляем электронный баланс реакции:
2Сr6+ + 6е-  2Сr3+
1 Cr6+ (CrO42-) - окислитель
N3+– 2е-  N5+
3 N3+ ( NO2-) - восстановитель
Известно, что обмен электронами является эквивалентным, поэтому находим
наименьшее общее кратное, оно равно 6. Делим число 6 на число принятых электронов
хромом и на число отданных электронов азотом, получим коэффициенты для хрома 1, а
для азота – 3. Найденные коэффициенты расставляются перед окислителем и
восстановителем в данной реакции, затем уравнивают количество ионов калия в правой
и левой частях уравнения. После этого подсчитывают число ионов SO-24 в правой части
и ставят коэффициент перед формулой Н2SO4. Затем уравнивают число атомов водорода
в левой части уравнения, подсчитывают число атомов кислорода — их 10.
Реакция записывается в окончательном виде:
2К2CrO4 + 3NaNO2 + 5Н2SО4 = Сr2(SО4)3+3NaNO3 + 2К2SО4+5Н2О
Затем проводится проверка по количеству атомов кислорода. Вступило в реакцию
34 атома кислорода. В продуктах реакции атомов кислорода тоже 34. Следовательно,
реакция записана, коэффициенты расставлены правильно.
Метод электронно-ионного баланса
Метод электронно-ионного баланса применим к окильтельно-восстановительным
реакциям, протекающих в водных растворах. Он основан на составлении электронноионных балансов двух полуреакций: для одной – процесса окисления и другой –
процесса восстановления. Затем проводится суммирование обоих полуреакций, в
результате которого получается общее ионно-молекулярное уравнение окислительновосстановительной реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов;
слабые электролиты, неэлектролиты, газы, труднорастворимые вещества – в виде
6
молекул. Сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна
сумме электрических зарядов в правой части.
Применим
элетронно-ионный
восстановительной реакции:
баланс
для
составления
окислительно-
KNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4  KNO3 + Cr2(SO4)3 + H2O
Найдем коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции. В первой
полуреакции восстановитель – нитрит-ион NO2- переходит в нитрат-ион NO3-, принимая
один атом кислорода от молекулы воды:
NO2- + H2O  NO3- + 2H+
Уравнивая число зарядов, получаем:
NO2- + H2O - 2e-  NO3-+ 2H+
Во второй полуреакции окислитель – ион Cr2O72- переходит в ион Cr3+, то есть 7
атомов кислорода в кислой среде связываются с 14 ионами водорода с образованием
воды:
Сr2O72- +14H+  2Cr3+ + 7H2O
Уравняв число зарядов, получаем: Cr2O72- + 14H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O
Составляем суммарное ионно-молекулярное уравнение реакции:
NO2- + H2O – 2e-  NO3- + 2H+
3
Cr2O72- + 14 H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O
1
3NO2- + 3H2O + Cr2O72- + 14H+  4NO3- + 6H+ + 2Cr3+ + 7H2O
Сократив одинаковое число ионов водорода и молекул воды в правой и левой частях
уравнения, получаем:
3NO2- + Cr2O72- + 8H+  3NO3- + 2Cr3+ + 4H2O
Прибавляя одинаковое число ионов к левой и правой частям
3K+ + 2K+ + 4SO42-  3K+ + 3SO42- + 2K+ + SO42-, получаем уравнение окислительновосстановительной реакции в молекулярной форме:
3KNO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4  3KNO3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O
3.2. Значение среды в окислительно-восстановительных реакциях
Окислительно-восстановительные реакции протекают в различных средах: кислой,
щелочной или нейтральной, по-разному. Например, восстановление Мn+7, входящего в
состав перманганата калия КМnО4, происходит до различных степеней окисления в
различных средах:
-
кислой – до Мn+2
-
нейтральной – до Mn+4
-
щелочной – до Мn+б
О происходящем восстановлении Мn+7 судят по изменению фиолетовой окраски
7
перманганата калия КМnО4.
3.3. Двойственность свойств H2O2
Перекись водорода Н2O2 обладает свойствами окислителя и восстановителя.
Объясняется это промежуточной степенью окисления кислорода, которая имеет значение
(-1). Перекись водорода с сильными окислителями участвует как восстановитель:
2O1- - 2е-  2О0 (О20)
H2O2 с сильными восстановителями
принимает электроны:
играет
роль
окислителя,
при этом
2O1- + 2е-  2O23.4. Окислительно-восстановительные потенциалы
Окислительно-восстановительный потенциал системы, содержащей окис ленную и
восстановленную формы элемента, определяется по уравнению Нернста:
Е = Е0 + 0.059 lg C,
n
где n - число электронов, участвующих в процессе; Е° — стандартный потенциал, В; С –
концентрация ионов металла в растворе, мольл-1
Пример 1. Определить электродный потенциал, возникающий на алюминии,
опущенном в 0,001 М раствор сульфата алюминия.
Решение. Для алюминиевого электрода стандартный электродный потенциал Е0 = 1,66 В. Стандартные электродные потенциалы имеются в рекомендуемых учебниках или
пособии кафедры «Химия»: № 1639 «Справочный материал» авторов Васильченко Л.М.,
Сеницкой Г.Б., Халиковой А.В., Сотовой Н.В.
По формуле Нернста вычисляем электродный потенциалы алюминия
концентрации электролита:
Е Al3+/Al= E0Al3+/Al +
0,059 lg
3
с учетом
0,001 = -1,66 + 0,0196(-3) = -1,72 В
Пример 2. Рассчитать водородный электронный потенциал в среде с рН = 4.
Для стандартного водородного электрода Е0 = 0, n = 1, отсюда уравнение Нернста
принимает вид:
ЕН+/H = 0,059lg [H+],
pH – lg[Н+],
поэтому Е Н+/Н = -0,059 рН.
Расчет: Е Н+/Н = -0,059 · 4 = - 0,236 В.
8
3.5. Определение возможности протекания окислительно-восстановительной
реакции по величине окислительно-восстановительного электродного потенциала
реагирующих веществ
Рассмотрим на примерах а), б), в).
а) Zn0 + 2Н+Cl = Zn +2Cl2 +Н02
окислительный процесс: Zn0 – 2е- = Zn 2+
1
Zn – восстановитель
восстановительный процесс: 2H+ +2e- = 2H0
1
H+ – окислитель
E0Zn2+/Zn = -0,763 В.
E02H+/ 2H = 0 В.
Окислительно-восстановительная реакция а) возможна, так как потенциал
восстановителя меньше, чем потенциал окислителя. Поэтому реакция а) возможна, Zn
будет растворяться в НCl, вытесняя водород.
б) Схема реакции:
НВг+1О + HJ+1О  НВг+5Оз + HI-1
Электронно-ионные уравнения:
ВrO - + 2H2O – 4е-  BrO3- + 4H+
1
Е0 BrO- + 2H2OBrO 3- + 4H+ = +1,45 В (табл.)
JO- + 2H+ + 2е-  J- + H2O
2 Е0JO-+2H+ /J-+H2O = +0,99 В (табл.)
Из сравнения величин электродных потенциалов следует, что реакция б) не возможна
в) Схема реакции ОВР:
НВrO3 + HJ  HBrO + HJO
Электронно-ионные уравнения:
BrO3- + 4H+ + 4е-  BrO- + 2H2O
1
J- + H2O – 2е-  JO- + 2H+
2 Е0 J- + H2O- / JO-+2H+ = +0,99 В (табл.)
9
Е0BrO 3- +4H+ / BrO- +2H2О = +1,45 В (табл.)
Потенциал восстановителя меньше, чем потенциал окислителя, поэтому реакция
в) возможна.
После сложения двух полуреакций:
ВrO-3 + 2J-  BrO- + 2 JO-:
В молекулярной форме ОВР:
НВrO3 + 2HJ = HBrO + 2HJO
Рассчитаем стандартную ЭДС данной реакции:
ЭДС = Еокислителя – Евосстановителя = 1,45 В – 0,99 В = 0,46 В
4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Реактивы
Растворы: - хромата калия
К2CrO4 ,
0,3 н,
- перманганата калия КМnО4 ,
0,3 н,
- нитрита натрия
NаNO2 ,
1,0 н,
- сульфита натрия
Na2SО3 ,
0,5 н,
- серной кислоты
Н2SО4 ,
2,0 н,
- гидроокиси калия
КОН,
2,0 н.
Опыт 1. Сложные ионы в окислительно-восстановительных реакциях.
К 1-2 каплям раствора хромата калия К2СrО4 прибавьте 6-10 капель 2 н раствора серной
кислоты Н2SО4 и раствор нитрита натрия NаNО2 до изменения цвета раствора. Напишите
уравнение реакции, зная, что К2СrO4 переходит в
Cr2(SO4)3, а NaNO2 - в NaNO3. Укажите цветá растворов К2CrO4 и Cr2(SО4)3, остальные
вещества, участвующие в реакции, бесцветны. Расставьте коэффициенты в окислительновосстановительной реакции и укажите, какое вещество окисляется, а какое восстанавливается. Что является окислителем, а что - восстановителем?
Значение среды в окислительно-восстановительных процессах
Опыт 2. Среда кислая
К 2 -3 каплям раствора перманганата калия КМnО 4 добавьте 6-10 капель 2 н
раствора серной кислоты и затем - раствора сульфита натрия или нитрита натрия до
изменения цвета раствора. Отметьте цветá растворов КМnО4 и МnSО4. Расставьте
коэффициенты с помощью электронно-ионного баланса в окислительно-восстановительной
реакции и докажите, что будет протекать прямая реакция:
10
КМnO4 + H2SO4 + Na2SO3  MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
Опыт 3. Среда нейтральная
К 2 - 3 каплям раствора перманганата калия прибавьте 5 - 6 капель раствора сульфита
натрия или нитрита натрия до изменения окраски. Вода, необходимая для реакции, имеется в
растворах. Укажите цветá растворов КМnО4 и МnО2. Расставьте коэффициенты с помощью
электронных уравнений в окислительно-восстановительной реакции:
КMnО4 + Na2SO3 + Н2O  MnO2 +Na2SO4 + KOH
Опыт 4. Среда щелочная
К 2 - 3 каплям раствора перманганата калия КМnО4 прибавьте 6-10 капель раствора
щёлочи (2 н раствор КОН или NаОН) и раствор сульфита натрия или нитрита натрия до
изменения цвета. Укажите цветá растворов КМnО4 и K2MnO4, остальные растворы
веществ бесцветны. Схема реакции окисления – восстановления:
КМnО4 + КОH + Na2SО3  К2МnО4 + Nа2SО4 + Н2О
В уравнении реакции расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса.
Во всех окислительно-восстановительных реакциях укажите, какое вещество является
окислителем, а какое - восстановителем, какое вещество окисляется, а какое восстанавливается.
Сделайте вывод о восстановлении перманганата калия в зависимости от реакции среды.
Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства перекиси водорода
а) К 4-5 каплям раствора йодида калия KJ добавьте 6-10 капель 2 н раствора серной
кислоты, затем до изменения цвета раствора добавьте 3-4 капли перекиси водорода H2O2.
Схема реакции:
KJ + H2SO4 + H2O2  J2 + K2SO4 + Н2О
Укажите цветá раствора KJ и выпавшего в результате реакции кристаллического йода J 2.
б) К 2-3 каплям перманганата калия добавьте 3-4 капли раствора перекиси водорода.
Реакция представлена схемой:
КМnО4 + Н2O2  МnО2 + О2 + КОН + Н2О
Отметьте цветá раствора КМnO4 и выпавшего в результате реакции осадка диоксида
марганца МnО2.
Для реакций а) и б) расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса.
Укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем. Какое вещество
окисляется, какое - восстанавливается.
Сделайте вывод о свойствах перекиси водорода в окислительно-восстановительных
реакциях.
11
5. Указания по технике безопасности
1. Соблюдайте осторожность при работе с H2SO4, H2O2, KMnO4. Эти вещества
вызывают ожоги! Реактивы для опытов берите из штатива или капельницы за стеклянное
основание, а не за пипетки.
2. Во избежание разбрызгивания реактивов и окрашивания одежды соблюдайте
осторожность при работе с любыми растворами реактивов.
3. Работайте с такими количествами реактивов и в такой последовательности, которая
указана в описании опытов.
6. Решение типовых задач
Задача №1. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НС1, НСlО, НСlO2,
НСlO3, НСlO4 , определите, какое из них является только окислителем, только –
восстановителем. Какие из веществ могут проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства? Почему?
Решение. Для определения степени окисления атомов хлора рассмотрите I, 2 и 5
пункты основных положений, приведённых в теоретической части. Из этих положений
следует, что степень окисления водорода - (+1), кислорода - (-2). В молекуле алгебраическая
сумма всех степеней окисления равна нулю.
Степень окисления хлора в соединениях:
а) Н+1ClХ
- хлористый водород,
+1+X = 0;
Х = -1, НСl- ;
б) Н+1С1xO-2 - хлорноватистая кислота, +1+Х-2= 0;
Х = +1, НСl+10;
в) Н+1С1Х O-22 - хлористая кислота,
+1+Х +(-2) 2 = 0;
Х = +3,
HCl+3O2;
г) Н+1С1Х О3-2 - хлорноватая кислота,
+1+X+3(-2) = 0;
X = +5,
HCl+5O3 ;
д) Н+1С1Х О4-2 - хлорная кислота,
+1+X+4(-2) = 0; Х = +7, HCl+7O4;
Из определения высшей и низшей степеней окисления элементов следует, что степень
окисления хлора (- 1) является низшей, (+7) - высшей, а (+1, +3 и +5) - промежуточные степени
окисления. Хлор принадлежит к седьмой группе периодической системы. Атом элемента в
своей низшей степени окисления может только отдавать электроны и проявлять свойства
восстановителя, поэтому НСl-1 является только восстановителем. Атом элемента в высшей
степени окисления может только принимать электроны и проявлять свойства окислителя,
поэтому НСl+7О4 является только окислителем. Атомы элемента в промежуточной степени
окисления могут либо принимать электроны, либо отдавать электроны и проявлять как
окислительные, так и восстановительные свойства (HCl +3O2 , HCl +5O3).
Примечание: HClО – входит в исключение (сильнейший окислитель).
Задача №2. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс окисление или восстановление - происходит при следующих превращениях: N-3  N +5; Аs3-
Аs5+; Сl5+ Cl1-; N-3 N5+; S2-  S0; Mn7+ Мn2+.
12
Решение. Процесс окисления - это процесс отдачи электронов, в результате которого
значение степени окисления атомов элемента повышается, поэтому процессы окисления
представлены следующими электронными уравнениями:
As3- -8e-  As5+; N3- – 8e-  N5+; S2- -2e-  S 0 .
Процесс восстановления — это процесс присоединения электронов, при котором
значение степени окисления атомов элементов понижается, поэтому процессы
восстановления представлены следующими электронными уравнениями:
Сl5+ +6e-  Cl1- ; N3+ +6e-  N3- ; Mn6++ 4e-  Mn2+
Задача № 3. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия K2Cr2O7
прибавлен порошок алюминия. В результате реакции оранжевая окраска раствора стала
зелёной. Составьте электронные и молекулярное уравнения происходящей реакции.
Укажите, какое вещество окисляется, а какое - восстанавливается.
Решение. В кислой среде дихромат калия К2Сr2О7 (оранжевый раствор)
восстанавливается до Cr3+ (раствор зеленого цвета). Алюминий — металл, является
восстановителем, отдаёт электроны, приобретая в результате реакции степень окисления (+3).
Ионы Сr3+ и Аl3+ в кислой среде образуют соли, соответственно: сульфат хрома Сr2(SО4)3 и
сульфат алюминия А12(SО4)3. Схема молекулярного уравнения реакции:
К2Сr2О7 + А1 +Н2SО4  Сr2(SО4)3 + А12(SО4)3 + К2SО4 + Н2О
Определим степени окисления элементов в данной реакции (смотрите в теоретической
части основные положения, используемые для определения степени окисления и примеры I, 2
и 3)
K2+1Cr2+6O7-2 + Al0 + H2+1S+6O-24  Cr2+3 (S+6O4-2)3 + Al2+3(S+6O4-2)3 + K+12S+6O24 + H2+1O-2
Эта реакция является окислительно-восстановительной, так как элементы хром и
алюминий изменяют степени окисления. Составляем электронные уравнения:
2 Cr6+ +3e-2  2 Cr3+
1
Al0 - 3e-  Al3+
2
Из электронных уравнений следует, что Сr6+ принимает электроны, поэтому К2Сr2O7
является окислителем, в процессе реакции восстанавливается, а А10 отдает электроны и
является восстановителем, в процессе реакции окисляется. Найденные коэффициенты
расставляем перед окислителем и восстановителем, затем уравниваем К+, SO42- и воду.
Молекулярное уравнение реакции имеет вид:
K2Cr2O7 + 2А1 +7H2SO4 = Cr2(SО4)3 + А12(SО4)3 + К2SО4 + 7Н2О
7. Задачи для самостоятельного решения
Расставьте коэффициенты с помощью электронных уравнений в следующих окислительновосстановительньгх реакциях. Укажите, какое вещество окисляется, какое - восстанавливается. В
четвертом уравнении расставьте коэффициенты электронно-ионным балансом. Стандартные
электродные потенциалы возьмите из таблицы (с учета концентрации и pH среды)
13
рекомендуемой литературы или пособия № 1639 «Справочный материал» авторов Васильченко
Л.М., Сеницкой Г.Б., Халиковой А.В., Сотовой Н.В.
1. HClO4 + H2SO3 = HCl + H2SO4
2. NaNO3 = NaNO2 + O2
3. HNO2 = HNO3 + NO + H2O
4. SnO + KMnO4 + HCl = SnCl4 + MnCl2 + KCl + H2O
5. Cr + HNO3 (конц.) = Сr(NO3)3 + NO2 + H2O
6. Ba + H2O = Ba(OH)2 + H2
7. Al + Fe3O4 = Fe + Al2O3
8. Na2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + NaCl + Cl2 + H2O
9. KBrO = KBrO3 + KBr
10.PbO2 + HCl = PbCl2 + Cl2 + H2O
8. Безмашинный программконтроль
Примените для закрепления знаний по изученной теме безмашинный
программконтроль. Для этого выберите правильные ответы на каждый из пяти
поставленных вопросов таблицы и выбранные Вами номера ответов сообщите
преподавателю.
Таблица
Безмашинный программконтроль
№
Вопросы
1
Чему равна степень окисления хрома в 1. +5
окислителе K2Cr2O7?
3. +3
2
Ответы
Чему равна степень окисления
кислорода в простом веществе?
2. +2
4. +6
1. Количеству валентных электронов
2. Нулю
3. Количеству неспаренных
электронов
3
Какие свойства проявляет KMnO4
в окислительновосстановительных реакциях?
1. Окислительно-восстановительную
двойственность.
2. 2. Свойства восстановителя.
В. 3. Свойства окислителя.
14
Продолжение таблицы
4
5
Какой продукт восстановления
разбавленной азотной кислоты в
реакциях с активными металлами?
1. NO
2. NH4 NO3
3. NO2
4. N2O5
Как изменится степень окисления
хрома в химической реакции
1. От -3 до +3
NaCrO2 + Br2 + NaOH 
3. От -3 до +4
2. От +3 до +2
Na2CrO4 + NaBr + H2O
4. От +3 до +6
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин Н.В. Общая химия : учебник для технич. направл. и спец. вузов. – 6-е
изд., испр. – М.: Высш. шк., 2005. – 557 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия : учебное пособие для вузов. – 30-е изд., испр. / под
ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл – Пресс, 2004. – 728 с.
3. Зубрев Н.И. Инженерная химия на железнодорожном транспорте. – М.: УМК
МПС РФ, 2002. – 292 с.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии : учебное пособие для вузов /
под. ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. – М.: Интеграл – Пресс, 2001. – 240 с.
5. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии: Учеб. пособие для
студентов. – 6-е изд. / З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов. – М.: Издательство АСТ;
Издательство Астрель, 2004. – 383 с.
6. Справочный материал по дисциплине «Химия» и «Коррозия металлов» / Л.М.
Васильченко, Г.Б. Сеницкая, А.В. Халикова, Н.В.Сотова. – Самара : СамГАПС, 2006. –
46 с. (№ 1639).
15
16