Лабораторная работа №8. ОВР

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8.
Окислительно-восстановительные реакции.
I. Разделы теоретического курса для повторения.
Энергия ионизации и энергия сродства к электрону.
Электроотрицательность.
Относительная
электроотрицательность. Степень окисления. Правила для нахождения степени
окисления элементов в простых и сложных веществах.
Окислительно-восстановительные реакции и их отличие от
реакций ионного обмена. Процессы окисления и восстановления,
окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная
двойственность.
Составление
уравнений
окислительновосстановительных реакций (метод электронного баланса).
Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительновосстановительных реакций.
2. Вопросы и упражнения.
1. Какую степень окисления имеют атомы всех элементов,
входящих в состав соединений: Na2SO4, H3PO4, H4P2O7,
K2Cr2O7, H2O2.
2. Какие реакции, из числа приведенных ниже, относятся к
окислительно-восстановительным реакциям?
Укажите
степени окисления для атомов элементов, изменяющих их
значения:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2 +Cl2 = 2HCl
3KCl = 2KCl + KClO3
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
3. Составьте схемы электронного баланса, укажите процессы
окисления и восстановления, окислители и восстановители,
подберите коэффициенты к уравнениям реакций,
представленных нижеприведенными схемами. К какому
типу относится каждая из окислительно-восстановительных
реакций:
ZnS + O2 → ZnO + SO2
KMnO4 + NaJ + H2SO4 → MnSO4 + I2 + …
Cl2 + KOH → KCl + KClO3?
4. Какой объем раствора бихромата калия, c массовой
концентрацией соли Смас. = 14,7 г/л необходимо взять для
окисления в присутствии серной кислоты раствора
сероводорода объемом 2 л с молярной концентрацией
сероводорода C мол. = 0,1 моль/л? Реакция протекает по
схеме:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
3. Экспериментальная часть.
1. Реакции с участием характерных окислителей.
a)
В пробирку на кончике шпателя внесите
железные опилки и добавьте 3-5 капель хлорной воды
(раствор хлора в воде). Встряхните пробирку и дайте
избытку железа отстояться. Слейте в отдельную
пробирку жидкость с осадка и добавьте к ней несколько
капель раствора щелочи. По цвету образовавшегося
осадка установите степень окисления железа в
полученном гидроксиде.
Следует иметь в виду, что гидроксид железа (II) имеет
зеленоватую окраску, а гидроксид железа (III) – бурую.
Напишите уравнения следующих реакций:
- реакции взаимодействия железа с хлором в водном
растворе;
- реакции взаимодействия полученной соли с раствором
щелочи.
б) В пробирки поместите растворы бромида калия и иодида
калия. Добавьте в каждую по 3-5 капель хлорной воды и по 3-5
капель бензола. Встряхните пробирки и дайте жидкостям
расслоиться. Отметьте цвет бензольных колец с растворенными
в нем галогенами.
Так как растворимость галогенов в бензоле существенно
больше, чем в воде, то при встряхивании происходит процесс
перехода галогена из водного слоя в бензол (экстракция).
По цвету бензольного кольца можно судить о виде
растворенного в нем галогена.
По результатам эксперимента заполните таблицу 1.
Таблица 1
Цвет раствора галогена в бензоле
Галоген
Цвет бензольного кольца
Хлор
Светло - зеленый
Бром
Иод
Напишите уравнения реакций:
- взаимодействия бромида калия c водным раствором хлора;
- взаимодействия иодида калия c водным раствором хлора.
Из табл. 2 выпишите значения окислительно-восстановительных
потенциалов хлора, брома и иода
Е0 (I2/ I-) =
Е0 (Br2/ Br- ) =
Е0 (Cl2/ Cl- ) = .
Сделайте вывод об окислительной
сравнению другими галогенами.
активности
хлора
в) Взаимодействие кислоты-окислителя с малоактивным
металлом. (Демонстрационный опыт).
Добавьте в пробирку несколько капель концентрированного
раствора азотной кислоты и (осторожно! опыт проводится в
вытяжном шкафу!) поместите в нее медь в виде порошка или
небольших кусочков.
Обратите, внимание на цвет выделяющегося газа и
изменение цвета раствора. Запишите наблюдаемые явления.
Составьте схему электронного баланса и составьте
уравнение реакции, протекающей по схеме:
Cu + HNO3 конц. → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
по
К какому типу окислительно-восстановительных реакций
относится данная реакция?
2. Реакции с участием характерных восстановителей.
В пробирку с раствором соли меди (II) поместите
зачищенный наждачной бумагой железный гвоздь. Через
несколько минут можно отметить вытеснение меди из раствора
ее соли. Какой вывод можно сделать о сравнительной
восстановительной активности железа и меди?
Составьте схему электронного баланса и напишите
уравнение реакции.
Пользуясь таблицей 4 данной лабораторной работы,
запишите значения величин стандартных электродных
потенциалов для меди и железа:
Ε0(Cu+2/Cu) =
Ε0(Fe+2/Fe) =
Какие выводы можно сделать, исходя из положения металла
в ряду стандартных электродных потенциалов металлов?
3. Окислительно - восстановительная двойственность.
а) Налейте в пробирку раствор иодида калия, подкислите его
серной кислотой и добавьте немного пероксида водорода.
Реакция протекает по схеме:
KJ +H2O2 + H2SO4 → J2 + K2SO4 + …
Что наблюдается? Какую функцию выполняет пероксид
водорода в этой реакции?
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного
баланса. Укажите процессы окисления и восстановления,
окислитель и восстановитель.
в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия,
подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода.
Как меняется цвет раствора? Как изменилась степень окисления
атома марганца? Какие свойства проявляет пероксид водорода в
этой реакции?
Реакция протекает по схеме:
KMnO4 +H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2…
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного
баланса. Укажите процессы окисления и восстановления,
окислитель и восстановитель.
4. Влияние характера среды на протекание окислительновосстановительных реакций.
В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую
пробирку добавьте 2 капли разбавленного раствора серной кислоты
(кислая среда), во вторую пробирку добавьте 2 капли
дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью добавьте 2
капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная среда).
В каждую из пробирок с помощь шпателя поместите несколько
кристалликов сульфита натрия.
Как изменился цвет раствора перманганата калия в каждой
пробирке? Запишите наблюдаемые явления.
Напишите уравнения проведенных реакций, представленных
следующими схемами:
кислая среда –
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O
нейтральная среда –
KMnO4 + Na2SО3 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
щелочная среда –
KMnO4 + Na2SO3 + NaOH → Na2SO4 + Na2MnO4 + K2MnO4 + H2O.
Для всех реакций составьте уравнения электронных балансов
и подберите коэффициенты.
Сделайте вывод о влиянии реакции среды на протекание
процесса восстановления перманганата калия.
Примечание: В ряде вышеприведенных окислительновосстановительных реакций изменяется цвет раствора. По
изменению цвета раствора можно судить о продуктах реакции,
если знать цвета соответствующих ионов(табл. 2).
Таблица 2
Цвет некоторых ионов в водном растворе.
Цвет катионов
Cu2+
Cr3+
Mn2+
Цвет анионов
голубой
зеленый
бесцветный
желтый
оранжевый
фиолетовый
зеленый
CrO42Cr2O72MnO4MnO42-
5. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
на примере термического разложения бихромата аммония.
(Демонстрационный опыт).
Поместите
небольшое
количество
кристаллического
бихромата аммония в виде горки на керамическую плитку или
металлическую асбестированную сетку. Нагрейте в пламени
горелки стеклянную палочку и внести ее в середину
подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до
начала реакции. Запишите наблюдаемые явления.
Составьте уравнения электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель и подберите коэффициенты к
уравнению реакции, протекающей по схеме:
t
(NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + H2O
К какому типу окислительно-восстановительных реакций
относится данная реакция?
Таблица 3
Стандартные окислительно - восстановительные
потенциалы.
Электрод
Электродная реакция
2
S/ S-2 (Pt)
S+2 e  S
Sn+4/ Sn+2 (Pt)
Sn+4+ 2e  Sn
Cu+2/ Cu+1 (Pt)
Cu+2+ 1e  Cu
E 0, B
-0,48
2
+0,15
1
+0,153
O2/ OH- (Pt)
O2 + 2H2O + 4e → 4OH-
+0,401
I2/ I- (Pt)
I2 + 2e → 2I-
+0,536
Fe+3/ Fe+2 (Pt)
Fe+3 + 1e → Fe+2
+0,771
Br2/ Br- (Pt)
Br2 + 2e → 2Br-
+1,065
Cl2/ Cl- (Pt)
Cl2 + 2e → 2Cl-
+1,360
H+, MnO4-/Mn+2
PbO2,H+,SO42-/PbSO4 (Pt)
MnO4- +8H+ + 5e → Mn+2 + 4H2O
+1,518
PbO2 +4H+ +SO42- +2e → PbSO4 +2 H2O +1,685
F2 + 2e → 2F-
F2/ F- (Pt)
+2,87
Таблица 4
Стандартные электродные потенциалы некоторых
металлов.
Электрод
Е0298, В
Электрод
Е0298, В
Электрод
Е0298, В
Li+/Li
-3,04
Zn2+/Zn
-0,76
Sb3+/Sb
0,20
K+/K
-2,92
Cr3+/Cr
-0,74
Bi3+/Bi
0,23
Ba2+/Ba
-2,90
Fe2+/ Fe
-0,44
Cu2+/Cu
0,34
Ca2+/Ca
-2,87
Cd2+/Cd
-0,40
Co3+/Co
0,40
Na+/Na
-2,71
Co2+/Co
-0,28
Сu1+/ Cu
0,52
La3+/La
-2,37
Ni2+/Ni
-0,25
Hg22+/Hg
0,79
Mg2+/Mg2+
-2,36
Mo3+/Mo
-0,20
Ag+/Ag
0,80
Ti2+/Ti
-1,75
Sn2+/Sn
-0,14
Hg2+/Hg
0,85
Al3+/Al
-1,66
Pb2+/Pb
-0,13
Pd2+/Pd
0,98
Mn2+/Mn2+
-1,05
Fe3+/Fe
-0,04
Pt/Pt2+
1,19
Nb3+/Nb
-1,1
2H+ / H2
0,00
Au3+/Au
1,50