2K+1Br-1 + Cl02 = Br02 + 2K+1Cl-1

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОСТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Теория
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции,
протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих
веществ. Например:
H+1N+5O-23 + Na+1O-2H+1= Na+1N+5O-23 +H+12O-2
Ba+2Cl-12 + K+12S+6O-24= Ba+2S+6O-24 + 2K+1Cl-1
Ко второму типу относятся реакции , идущие с изменением степени окисления атомов
реагирующих веществ:
2K+1Cl+5O-23= 2K+1Cl-1 + 3O02
2K+1Br-1 + Cl02 = Br02 + 2K+1Cl-1
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав
реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Например:
Al0 – 3e =Al+3
Fe+2 + e = Fe+3
H02 –2e = 2H+
2Cl – - 2e = Cl02
При окислении степень окисления повышается.
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или
ионом.
Например:
S0 + 2e = S-2
Fe+3 + e = Fe+2
Cl02 + 2e = 2ClПри восстановлении степень окисления понижается.
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во
время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны,
называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы,
молекулы и ионы входят в состав определённых веществ, то эти вещества соответственно
называются восстановителями и окислителями.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда
связано с окислением, что можно выразить уравнениями
Восстановитель – е = Окислитель
Окислитель – е = Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух
противоположных процессов - окисления и восстановления.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов,
присоединяемых окислителем. При этом независимо от этого, переходят ли электроны с
1
одного атома на другой полностью или же частично оттягиваются к одному из атомов,
условно говорят об отдаче и присоединении электронов.
Применяются два метода составления уравнений окислительно–восстановительных
реакций.
Метод электронного балланса.
В этом методе сравнивают степени окислени атомов в исходных и конечных веществах,
руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться
числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать
формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо
опытным путем, либо на основе известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого
метода на примерах.
Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем
формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:
Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2.
Медь - восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень
окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить
электронными уравнениями
из которых следует, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1.
Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd
Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют. Чтобы проверить
правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его
правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6
атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.
Переписываем это уравнение в ионной форме:
Cu + Pd2+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO3- + Рd
и после сокращения одинаковых ионов получим
Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd
Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с
концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях
получают хлор).
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:
НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О
2
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов
хлора и марганца. НCl - восстановитель, MnО2 — окислитель. Составляем электронные
уравнения:
И находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и
1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1
отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:
2НСl + MnO2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений
видно, что на 2 моль HCl приходится 1 моль MnО2. Однако, учитывая, что для связывания
образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед
восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль.
Окончательное уравнение имеет вид
4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О
Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов
одного какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.
Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной
форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме. Перепишем
составленное уравнение в ионной форме:
4Н+ + 4Сl- + МnО2 = Сl2 + Мn2+ + 2Сl- + 2Н2О
и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях уравнения получим
4Н+ + 2Cl- + MnO2 = Сl2 + Mn2+ + 2Н2О
Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным
раствором перманганата калия. Напишем схему реакции – формулы исходных и полученных
веществ:
Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О
Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстановитель, КМnО4 окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и
присоединения электронов:
3
И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других
реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2
моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления
атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8
моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид
5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента,
например кислорода; в левой части их 2.4 + 3.4 = 20 и в правой части 2.4 + 4 + 8 = 20.
Переписываем уравнение в ионной форме:
5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О
Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона
сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и
продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов
исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод полуреакций.
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для
процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее
уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали
при объяснении метода электронного баланса.
При пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4
малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора
происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:
Н2S → S + 2H+
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части
схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Н2S - 2е- = S + 2H+
Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя Н2S.
4
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4- (он имеет малиновую окраску) в
ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую
окраску), что можно выразить схемой
MnO4- → Mn2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в
конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnO4- + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные
вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные – два положительных (2+), то
для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять
электронов:
MnO4- + 8Н+ + 5e-= Mn2+ + 4Н2О
Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить,
предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по
правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на
которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
И, сократив на 10Н+, окончательно получим
5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8Н2О
Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода
в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+, в правой 2(2+) = 4+.
Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.
Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него
перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного
уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону анион. Затем те же ион в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего
ионы объединяем в молекулы:
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с
помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного
баланса.
5
Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом
электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально
существующие. В самом деле, в растворе нет ионов
,
а есть ионы
При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных
ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в
гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как
активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не
нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе
его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при
составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в
водных растворах.
Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные,
внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.
К межмолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся
в разных веществах. Сюда же следует отнести и реакции между разными веществами, в
которых атомы одного того же элемента имеют различные степени окисления :
2H+12S-2 + H+12S+4O-23 = 2S0 + 3H+12O-2
5H+1Cl-1 + H+1Cl+5O-23 = 3Cl02 + 3H+12O-2
К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель
находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью
окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются
реакции термического разложения. Например:
2NaN+5O-23 = 2NaN+3O2 + O02
2KCl+5O3 = 2KCl-1 + 3O02
(N-3H4) 2Cr+62O7 = N+4O2 + Cr2+3O3 + 4H2O
Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых атомы одного о того же элемента
имеют разные степени окисления:
N-3H4N+5O3 = N+402 + 2H2O
N-3H4N+5O3 = N+12O + H2O
Протекание
реакции
диспропорционирования
(отсутствие
пропорциональности,
несоразмерность) сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени
окисления атомов одного итого же элемента. При этом исходное вещество образует
соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой
степенями окисления. Очевидно, эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с
промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата
калия K2Mn+6O4, в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6. Раствор
этой соли имеет красивый тёмно-зелёный цвет( цвет иона MnO2-4 ), однако цвет раствора
превращается в бурый. Это выпадает осадок MnO2 и образует ион MnO-4
Протекает реакция:
3 K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH
3HN+3O2 = HN+5O3 + 2N+2O + H2O
Cl02 + H2O = HCl+1O + HCl
6
ОПЫТ 1. Восстановительные свойства азотистой кислоты
Реактивы:
1. KJ, раствор,
2. H2SO4, раствор,
3. NaNO2, раствор,
4. крахмал, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
В пробирку налейте 2-3 мл раствора иодида калия KI и добавьте 2-3 капли раствора серной
кислоты (чтобы получить рН раствора < 7). Затем налейте немного раствора нитрита натрия
NaNO2. Наблюдайте выделение свободного иода, что можно доказать, добавив в пробирку
несколько капель раствора крахмала. Опишите наблюдаемые явления. Составьте уравнение
реакции и схему перехода электронов.
ОПЫТ 2. Взаимодействие перманганата калия с нитритом натрия при различных
величинах рН раствора
Реактивы:
1. KMnO4, раствор,
2. H2SO4, раствор,
3. KOH, раствор,
4. NaNO2, крисстал.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. стеклянные палочки.
В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора перманганата калия KMnO4. В первую
пробирку добавьте 2-3 капли раствора серной кислоты (чтобы получить рН раствора < 7), во
вторую пробирку добавьте 2-3 капли раствора КОН (чтобы получить рН раствора > 7), в
третьей пробирке рН=7. Затем в каждую пробирку внесите по несколько кристаллов нитрита
натрия NaNO2 и тщательно размешайте стеклянной палочкой до полного растворения
кристаллов. Через некоторое время отметьте изменение окраски растворов во всех трёх
пробирках. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения соответствующих
реакций, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для иона MnO4, зелёная – для иона
MnO42-, слабо-розовая, почти бесцветная – для иона Mn2+, осадок бурого цвета характеризует
диоксид марганца MnO2 и гидроксид марганца (IV) Mn(OH)4. Для каждой реакции составьте
схему перехода электронов. Заполните таблицу 1.
Таблица 1.
7
Реагенты
KMnO4
NaNO2
рН
среды
Изменение
окраски
Уравнение реакции
Схема перехода электронов
pH < 7
KMnO4
NaNO2
pH > 7
KMnO4
NaNO2
pH = 7
ОПЫТ 3. Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия при различных
величинах рН раствора
Реактивы:
1. KMnO4, раствор,
2. H2SO4, раствор,
3. KOH, раствор,
4. Na2SO3, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. стеклянные палочки.
В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора перманганата калия KMnO4. В первую
пробирку добавьте 2-3 капли раствора серной кислоты (чтобы получить рН раствора < 7), во
вторую пробирку добавьте 2-3 капли раствора КОН (чтобы получить рН раствора > 7), в
третьей пробирке рН=7. Затем в каждую пробирку внесите по несколько капель сульфита
натрия Na2SO3. Через некоторое время отметьте изменение окраски растворов во всех трёх
пробирках. Опишите наблюдаемые явления. Напишите уравнения соответствующих
реакций, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для иона MnO4-, зелёная – для иона
MnO42-, слабо-розовая, почти бесцветная – для иона Mn2+, осадок бурого цвета характеризует
диоксид марганца MnO2 и гидроксид марганца (IV) Mn(OH)4. Для каждой реакции составьте
схему перехода электронов. Заполните таблицу 2.
Таблица 2.
8
Реагенты
KMnO4
NaSO3
рН
среды
Изменение
окраски
Уравнение реакции
Схема перехода электронов
pH < 7
KMnO4
NaSO3
pH > 7
KMnO4
NaSO3
pH = 7
ОПЫТ 4. Влияние реакции среды на окислительно-восстановительный потенциал
Реактивы:
1. K2CrO3, раствор,
2. H2SO4, раствор,
3. KOH, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
В две пробирки поместите по 1 мл хромата калия K2CrO4 жёлтого цвета и внесите по 2-3
капли: в одну пробирку – раствора серной кислоты (чтобы получить рН раствора < 7), в
другую – раствора щёлочи KOH (чтобы получить рН раствора > 7). Изменение окраски в
одной из пробирок (какой?) на оранжевую обусловлено переходом иона СrO42-, устойчивого
в целочной среде, в ион Cr2O72-, устойчивый в кислой среде. В каждую пробирку добавьте по
несколько капель нитрита натрия NaNO2. В обоих ли случаях изменилась окраска раствора?
В какой среде произошло изменение степени окисления хрома от +VI до +III? Зелёная
окраска характерна для иона Cr3+. Напишите уравнения реакций и составьте схему перехода
электронов.
9
ОПЫТ 5. Окислительно-восстановительные свойства перекиси водорода
Реактивы:
1. KJ, раствор,
2. H2SO4, раствор,
3. H2O2, раствор,
4. KMnO4, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
А. В пробирку налейте 1 мл раствора иодида калия KI и добавьте 2-3 капли раствора серной
кислоты (чтобы получить рН раствора < 7). Затем добавьте несколько капель 3% раствора
пероксида водорода H2O2. Наблюдайте изменение окраски раствора. Опишите наблюдаемые
явления. Составьте уравнение реакции и схему перехода электронов.
В.
В пробирку налейте 1 мл раствора перманганата калия KMnO4 и добавьте 2-3 капли
раствора серной кислоты (чтобы получить рН раствора < 7). Затем добавьте несколько
капель 3% раствора пероксида водорода H2O2. Наблюдайте изменение окраски раствора. Для
определения выделяющегося газа внесите в пробирку тлеющую лучинку. Опишите
наблюдаемые явления. Составьте уравнение реакции и схему перехода электронов.
10
ОПЫТ 6. Окисление хлорида марганца (II) MnCl2 бромной водой
Реактивы:
1. MnCl2, раствор,
2. KOH, раствор,
3. бромная вода.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками.
В пробирку налейте 1-2 мл раствора MnCl2 и добавьте 2-3 капли раствора щёлочи (чтобы
получить рН раствора > 7). Затем добавьте несколько капель бромной воды. Опишите
наблюдаемые явления. Составьте уравнение реакции и схему перехода электронов.
ОПЫТ 7. Органические вещества в качестве восстановителей
7.1. Восстановление дихромата калия пропанолом-2
Реактивы:
1. K2Cr2O7, раствор,
2. H2SO4, концентр.,
3. пропанол-2 (CH3-CHOH-CH3),
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. газовая горелка,
В пробирку налейте 1-2 мл раствора дихромата калия K2Cr2O7, добавьте 2-3 капли
концентрированной серной кислоты (чтобы получить рН раствора < 7). Затем добавьте 1-2
мл пропанола-2 (CH3-CHOH-CH3). Нагревайте осторожно на пламени горелки до изменения
оранжевого увета раствора на зелёный, характерный для иона Cr3+ Обратите внимание на
запах образовавшегося ацетона. Напишите уравнение реакции. Составьте схему перехода
электронов.
11
7.2. Взаимодействие щавелевой кислоты с перманганатом калия
Реактивы:
1. H2C2O4, раствор,
2. HCl 2M, раствор,
3. KMnO4, раствор.
Посуда и принадлежности:
1. штатив с пробирками,
2. стакан термостойкий,
3. термометр,
4. электроплитка.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора раствора щавелевой кислоты H2C2O4 и столько же
раствора 2М соляной ксилоты. Подогрейте раствор, опустив пробирку в стакан с горячей
водой (t=70-80 0C) на 4-5 минут. Выньте пробирку и прибавьте несколько капель раствора
перманганата калия KMnO4, встряхивая раствор после каждой капли до обесцвечивания
перманганата. Окислителем или восстановителем является KMnO4, если известно, что
практические бесцветным в кислых растворах является ион Mn2+? Обратите внимание на
выделение диоксида углерода CO2, являющегося вторым продуктом реакции. Напишите
уравнение реакции и составьте схему переходы электронов.
12
Контрольные вопросы.
1. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительно-восстановительными?
Обьясните ответ.
Zn  H 2 SO4 ( разб.)  ZnSO4  H 2
Zn  2 H 2 SO4 (конц.)  ZnSO4  SO2  2 H 2 O
Zn(OH ) 2  H 2 SO4  ZnSO4  2 H 2 O
Fe2 O3  6 HCl  2 FeCl3  3H 2 O
2 Na2 SO4  SiO 2  C  2 Na2 SiO3  CO2  2SO2
2. Окисление или восстановление происходит при переходах:
FeSO4  FeO2 ( SO4 ) 3
Fe2 O3  Fe
NH 3  NO
2Cl   Cl 2
Cl   ClO 4

2 JO4  J 2
MnSO 4  KMnO4
Cr2 ( SO4 ) 3  CrSO4
Обьясните ответ.
3.
Вещества, обладающие
Только
окислительными
свойствами
Только восстановительными
свойствами
Двойственными
окислительновосстановительными
свойствами
Студент:
…………………………………
фамилия, имя
Работа выполнена:
……………….
дата
Работа защищена:
…………………………………………………………….
Подпись преподавателя, дата
Преподаватель:
………………
подпись
13