Химия Окислительно-восстановительные реакции

МИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Ухтинский государственный технический университет»
(УГТУ)
Химия
Окислительно-восстановительные реакции
Методические указания
Ухта, УГТУ, 2014
УДК 544.41(075.8)
ББК 24.12 я7
И 25
Ивенина, И. В.
И 25
Химия. Окислительно-восстановительные реакции [Текст] : метод.
указания / И. В. Ивенина. – Ухта : УГТУ, 2014. – 11 с.
Методические указания предназначены для выполнения лабораторной работы
по химии студентами 1-го курса всех специальностей и направлений. Методические указания содержат теоретическую и экспериментальную части, а также
контрольные вопросы и список литературы. В теоретической части изложена
краткая теория изучаемой темы, основные понятия, а также уравнения реакций.
В экспериментальной части описана методика проведения эксперимента и даны
задания для самостоятельной работы студентов.
УДК 544.41(075.8)
ББК 24.12 я7
Методические указания рассмотрены и одобрены заседанием кафедры химии
от 11 ноября 2014 г., пр. №03.
Рецензент: В. И. Крупенский, заведующий кафедрой химии Ухтинского государственного технического университета, д.х.н., профессор.
Редактор: И. С. Елистратова, зав. лабораторией кафедры химии Ухтинского
государственного технического университета.
Корректор: П. В. Котова. Технический редактор: Л. П. Коровкина.
В методических указаниях учтены предложения рецензента и редактора.
План 2014 г., позиция 141.
Подписано в печать 28.11.2014 г. Компьютерный набор.
Объём 11 с. Тираж 100 экз. Заказ №290.
© Ухтинский государственный технический университет, 2014
169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Первомайская, д. 13.
Типография УГТУ.
169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Октябрьская, д. 13.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы: Исследование свойств окислителей и восстановителей в зависимости от различных условий проведения реакции.
Теоретическая часть
Понятие и правила определения степени окисления
Понятие «степень окисления» введено для характеристики состояния
атома элемента в молекуле. В правилах Международного союза теоретической
и прикладной химии (IUPAC) записано: «Степень окисления элемента в соединении – это тот формальный заряд, который возник бы на атоме данного элемента, если бы электроны каждой его связи полностью перешли бы к более
электроотрицательному атому».
Следует отметить, что степень окисления не всегда соответствует реальному заряду, возникающему на атоме в соединении.
Например, вещество NaCl имеет ионное строение. То есть его кристаллическая решетка состоит из ионов. В этом случает степень окисления – это реальный заряд ионов натрия (+1) и хлора (-1).
Соединение HCl на содержит ионов, оно имеет молекулярное строение;
между атомами водорода и хлора образуется ковалентная полярная связь, не
приводящая к образованию целочисленного заряда на атомах. В этом случае
степень окисления водорода (+1) и хлора (-1) не будет соответствовать реальному состоянию атомов в молекуле.
Таким образом, под степенью окисления понимают заряд атома элемента
в соединении, вычисленный исходя из допущения, что все связи в соединении
носят ионный характер.
Количественно степень окисления атома характеризуется числом электронов, смещенных от атома или присоединенных к нему. Поэтому степень
окисления может быть:
а) положительной, если валентные электроны смещены от данного атома
к другому;
б) отрицательной, если валентные электроны смещены в сторону данного
атома;
с) нулевой, если нет смещения электронов, как это имеет место в простых
веществах.
Степень окисления может численно совпадать с валентностью. Например,
в молекуле H2SO4, графическая формула которой:
3
валентность серы равна VI, кислорода – II, водорода – I, а степени окисления,
соответственно, +6, –2 и +1.
Однако часто степень окисления не совпадает с валентностью элемента,
которая определяется числом электронов, принимающих участие в образовании
общей электронной пары химической связи (см. табл.1). В наибольшей мере это
характерно для органических соединений.
Таблица 1 – Валентности и степени окисления некоторых элементов
Вещество или ион
кислород
Формула
2
Степень
окисления
0
4 (азот)
1 (водород)
-3 (азот)
+1 (водород)
4 (углерод)
2 (кислород)
1 (водород)
-2 (углерод)
-2 (кислород)
+1 (водород)
Валентность
О2
NH4
ион аммония
СН3ОН
метиловый спирт
Н
Н
С
О
Н
Н
Определение степени окисления (С.О.) атомов в соединениях проводят,
используя определенные правила (см. табл. 2).
Таблица 2 – Правила определения степеней окисления элементов
Правила
Примеры
1. С. О. элемента в простом веществе равна нулю.
0
0
0
О3 ; N ; Fe
2
-1
-1
HF ; ОF
2. У фтора С.О. всегда -1.
2
-2
-2
3. С.О. кислорода -2. Исключение составляют следующие соединения: пероксиды (-1), надпероксиды (-1/2), озониды (-1/3) и
фторид кислорода (+2).
4
HNО3 ; Fe2О3
Исключения:
-1
2
H 2О 2 ; ОF2
Правила
Примеры
1
NH ; H SO ;
1
4. С.О. водорода +1. Исключение составляют гидриды металлов,
соединеня с бором, кремнием, в которых водород может иметь
С.О. -1.
2
3
3
исключения:
-1
-1
LiH ; BH3
5. У щелочных и щелочно-земельных металлов, а также у Al, Zn,
Cd, С.О. равна номеру группы.
6. С.О. элемента в виде одноатомного иона в соединении ионного
строения равна заряду иона.
2
1
СаBr2 ; K 2S
3
-1
FeCl3 ;
1
2
-1
NiBr2
6
-2
К 2Cr2O 7
7. Сумма степеней окисления элементов в молекуле равна нулю;
а в сложном ионе – заряду иона.
2·1+2·6+7·(-2) = 0;
6
-2
( Cr O )22
7
2·6+7·(-2)=-2
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные процессы широко распространены в
природе. Примерами их являются дыхание, фотосинтез, гниение, брожение и
ряд других биологических процессов.
В промышленности окислительно-восстановительные реакции (ОВР) лежат в основе получения металлов, работы гальванических элементов, горения
всех видов топлива. При помощи ОВР получают такие ценные химические
продукты, как аммиак, щелочи, азотную и серную кислоты, строительные материалы, медикаменты, удобрения и т. д.
Окислительно-восстановительные
реакции
(реакции
окислениявосстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления
элементов возрастает, при восстановлении – понижается. Т. о., окислительновосстановительными называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от атомов или ионов одних элементов (восстановителя) к атомам или
ионам других (окислителя).
Окисление – это процесс отдачи веществом (атомом, молекулой или
ионом) электронов. Под процессом отдачи электронов (которое в чистом виде
реализуется лишь в ионных соединениях) следует понимать смещение (сдвиг)
электронов в сторону более электроотрицательного элемента. Сам элемент (или
вещество), отдающий электроны, называют восстановителем.
0
2
0

Например, Сa - 2е = Ca ,
H 2 - 2е = 2 H ,

0
2 Br - 2е = Br2 .
5
Типичными восстановителями являются простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность (например, металлы), а также вещества, атомы которых находятся в низкой или низшей степени окисления
(например, Cl-, SO32-).
Присоединение атомами элемента электронов называют восстановлением, а элементы (вещества), принимающие электроны, являются окислителями.
2
0
Например: S + 2е = S ,

0
Cl 2 + 2е = 2 Cl ,
3
2
Fe + е = Fe .
К типичным окислителям относятся вещества, атомы которых имеют высокую электроотрицательность (галогены, кислород), а также катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления (Pb4+, CrO42-).
Окислительно-восстановительная активность веществ во многом обусловлена степенью окисленности атомов этого вещества (см. табл. 3).
Таблица 3 – Зависимость окислительно-восстановительной способности
веществ от степени окисления их атомов.
Степень окисления элемента
Элемент
О-В способности
в соединении
5
азот
только окислитель
HNO3 – высшая С.О.
3-
NH3
3
HNO2
хлор
7
КClO 4
1-
КCl
КClO
1
– низшая С.О.
только восстановитель
– промежуточная С.О.
окислитель и восстановитель
– высшая С.О.
только окислитель
– низшая С.О.
только восстановитель
– промежуточная С.О.
окислитель и восстановитель
ОВР разделяют на межмолекулярные и внутримолекулярные. В межмолекулярных ОВР окислитель и восстановитель являются разными веществами.
Например:
4
0
6
2 S O O  2 S O ,
2
3
2
4
0
где S O – восстановитель; O – окислитель.
2
2
6
Если исходным в реакции является одно вещество, то оно включает в себя и окислитель, и восстановитель. Так в реакции
6
3-
3
0
( N H ) Cr O  N  Cr O  4H O
4 2 2 7
2
2
2 3
6
3-
и окислитель ( Cr ), и восстановитель ( N ) входят в состав одного и того же вещества. Такого типа реакции называются реакциями внутримолекулярного
окисления-восстановления.
А в реакции
5
7
1
4K Cl O  3K Cl O  K Cl
3
4
одна часть атомов хлора выполняет функцию восстановителя, а другая – окислителя, по схеме
5
7
5
1
Cl - 2е = Cl ;
Cl + 6е = Cl .
Такие реакции называются реакциями диспропорционирования.
Составление уравнений реакций окисления-восстановления
Рассмотрим последовательность, которой следует придерживаться при
составлении уравнений, считая, что известны как исходные вещества, так и
продукты реакций.
Пример1.
1) Составляем схему реакции:
ZnS + O2  ZnO + SO2.
2) Определяем степени окисления атомов элементов до и после реакции:
2
2
0
4
2
Zn S + O 2  Zn O + S O 2 .
3) Составим схемы переходов электронов (электронные уравнения) и
определим окислитель и восстановитель
2
4
S – 6е = S – процесс окисления;
0
2
O 2 + 4е =2 O - – процесс восстановления;
ZnS –восстановитель; О2 – окислитель.
7
4). Уравняем число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю, т. е. найдем наименьшее общее кратное этих величин. В данном примере это число равно 12:
2
4
 2;
S – 6е = S
2
0
О + 4е = 2 О  3.
5) Подставим в схему реакции коэффициенты, уравнивающие числа отдаваемых и принимаемых электронов. Тогда уравнение принимает вид:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2.
6) Проверяем правильность написания уравнения реакции путем подсчета
атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
Пример 2.
При окислении H2S перманганатом калия в кислой среде схема реакции
имеет вид:
KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O;
7
2
Mn + 5e = Mn | 2
2
0
S – 2e = S
 5.
В отличие от предыдущей в данной реакции кроме окислителя и восстановителя участвует также серная кислота, которая образует сульфаты марганца
и калия. Исходя из наименьшего общего кратного находим, что коэффициенты
при KMnO4 и H2S равны соответственно 2 и 5. Далее находим коэффициенты
при H2SO4(x), K2SO4(y) и H2O(z). Так, y = 1 в соответствии с числом атомов калия (2KMnO4), x = 3 по числу ионов SO42- (2MnSO4 + K2SO4), a z = 8 по числу
атомов водорода (5H2S + 3H2SO4).
Окислительно-восстановительное уравнение примет вид:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O.
Правильность составленного уравнения проверяют по числу атомов кислорода в левой и правой частях уравнения, т.к. в данном случае кислород специальному уравниванию не подвергается.
8
Определение молярной массы эквивалента
окислителей и восстановителей
Для нахождения окислительно-восстановительных молярных масс эквивалента необходимо молярную массу вещества разделить на число электронов,
отдаваемых восстановителем, или приобретенных окислителем.
В примере 1 в соответствии с электронным уравнением:
2
4
S – 6е = S
сера в сульфиде цинка теряет 6 электронов. Поэтому эквивалентная масса
сульфида цинка:
М
65  32
mэ (ZnS) =
=
= 16,17 г/моль-экв.
6
6
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Опыт 1. Зависимость окислительной активности перманганата калия от среды раствора.
1.1. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в кислой
среде.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора KMnO4, прилейте равный объем 2н
H2SO4, а затем прибавьте несколько кристалликов Na2SO3 до полного обесцвечивания раствора перманганата калия. Закончите уравнение реакции:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + ...
Какую степень окисления приобретает марганец в кислой среде? Разберите уравнение реакции методом электронного баланса, расставьте коэффициенты. Чему равна молярная масса эквивалента KMnO4?
1.2. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в нейтральной
среде.
Налейте в пробирку 1-2 мл KMnO4 и добавьте несколько кристалликов
Na2SO3. Пробирку встряхните. Как меняется в этом случае цвет раствора?
Закончите уравнение реакции:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2↓ + Na2SO4 + ...
Какую степень окисления приобретает марганец в нейтральной среде?
Разберите уравнение реакции методом электронного баланса, расставьте коэффициенты. Чему равна молярная масса эквивалента KMnO4?
9
1.3. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в щелочной
среде.
Насыпьте в пробирку щепотку Na2SO3 и добавьте 1 мл концентрированного раствора NaOH (или КОН), затем прилейте 0,5-1 мл KMnO4. Как изменится окраска раствора? Какой ион придаёт раствору такой цвет?
Закончите уравнение реакции:
KMnO4 + Na2SO3 + КОН → К2MnO4 + Na2SO4 + ...
и разберите его методом электронного баланса. Чему равна молярная масса эквивалента KMnO4?
Наблюдайте постепенное изменение окраски вследствие реакции разложения манганата калия:
К2MnO4 + H2O → KMnO4 + MnO2↓ + КОН
Это уравнение также разберите методом электронного баланса и уравняйте. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относится
данная реакция?
 На основании приведенных опытов сделайте вывод о характере продуктов восстановления перманганат-иона (MnO4-) в зависимости от рН среды.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов
2.1. Взаимодействие нитрита натрия с перманганатом калия. В пробирку
налить 1-2 мл перманганата калия, подкислить раствором серной кислоты
(1 мл) и добавить раствор нитрита калия (или натрия) до обесцвечивания.
Закончите уравнение происходящей реакции
KMnO4 + H2SO4 + NaNO2  MnSO4 + NaNO3 + …
и разберите его методом электронного баланса.
В реакции заметно слабое выделение оксида азота. Образование его является результатом побочных реакций:
2NaNO2 + H2SO4  Na2SO4 + 2HNO2
2HNO2  H2O + NO + NO2
2.2. Взаимодействие нитрита натрия с иодидом калия. В пробирку налить
1-2 мл раствора иодида калия, подкислить разбавленным раствором H2SO4
(1 мл) и добавить NaNO2 до изменения окраски раствора.
Закончите уравнение реакции и подберите коэффициенты с помощью метода электронного баланса.
10
KI + H2SO4 + NaNO2  I2 + NO↑ + …
 Сделайте вывод об окислительно-восстановительной двойственности
нитрита калия.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ
1. Что понимают под степенью окисления элемента? Какие правила
используют при определении степени окисления элементов?
2. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?
3. Какие окислительно-восстановительные реакции называют: межмолекулярными, внутримолекулярными, реакциями диспропорционирования?
4. Объясните, почему сера в степени окисления (2-) проявляет только
восстановительные свойства, элементарная сера (0) – окислительные и восстановительные, а сера (6+) – только окислительные?
5. Укажите, используя периодическую систему, элементы, обладающие наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами. Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства?
6. Составьте электронно-ионные схемы и подберите коэффициенты в
следующих уравнениях реакций:
а) NH3 + O2  N2 + H2O
b) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4  Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
c) Sn2++ Cr2O72- + H+  Sn4+ + Cr3+ + H2
d) Sn2++ Fe3+  Sn4+ + Fe2+.
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ ОБЗОР
1. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – М. : Химия, 1979.
2. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высшая школа,
2000.
3. Лидин, Р. А. Справочник по неорганической химии / Р. А. Лидин,
Л. Л. Андреева, В. А. Молочко. – М. : Химия, 1987.
4. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н. Л. Глинка. –
Л. : Химия, 1985-1994.
5. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. – М. :
Высшая школа, 1981.
11