5_нед_Лаб ОВР. Лабораторная работа 5 Окислительновосстановительные реакции Кадырбеков А
 Скачать 112 Kb.
|
|
Лабораторная работа № 5 Окислительно-восстановительные реакции Выполнил: Кадырбеков А. Цель работы: Изучение окислительно-восстановительных свойств некоторых веществ. Установление влияния среды на характер протекания процесса ОВР. Опыт 1. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия Ход работы: В три пробирки налить по 3-4 мл раствора перманганата калия. В первую пробирку добавить 3-4 мл 1М серной кислоты; во вторую – 6-8 мл дистиллированной воды и в третью – такое количество щелочи. Во все пробирки добавить по каплям раствор сульфита натрия до исчезновения фиолетово-малинового окрашивания. 1) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O 2) KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2↓ + Na2SO4 + KOH 3) KMnO4 + Na2SO3 + NaOH = K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O Как изменяется окраска в пробирках? Отметить и объяснить наблюдаемые внешние эффекты. Что происходит с перманганатом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах? Определите степень окисления всех атомов, методом электронного баланса уравняйте реакцию. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в каждом случае. Ответ: рН < 7 (кислая среда) Mn(+7) + 5е → Mn(+2) pH > 7 (щелочная среда) Mn(+7) + е→ Mn(+6) рН = 7 (нейтральная среда) Mn(+7) + 3е → Mn(+4) 2KMnO4 + 5NaSO3 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2↓ + 2KOH + 3Na2SO4 2 KMn+7O4 + 3Na2SO+43 +3 H2O = 2Mn+2O2+ 5Na2SO4+6 + K2SO4+3H2O M 10 n(+7) + 5е → Mn(+2) 5 2 восстановитель, окислитель S4+-2e→S+6 2 5 окислитель, восстановитель 2 KMn+7O4 + 3Na2SO+43 +3 H2O → 2Mn+2O2+ 3Na2SO4+6 + KНO M 6 n(+7) + 3е → Mn(+4) 3 2 восстановитель, окислитель S4+-2e→S+6 2 3 окислитель, восстановитель 2 KMn+7O4 + 3Na2SO+43 +3 КOH → Na2SO+64 + 2 KMn+6O4 + H2O M 10 n(+7) + 3е → Mn(+4) 3 2 восстановитель, окислитель S4+-2e→S+6 2 3 окислитель, восстановитель 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 4H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O Mn(7+) +5e = Mn(2+) |2 о-ль S(4+) -2e = S(6+) |5 в-ль Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Fe(0) -2e = Fe(2+) |1 в-ль Cu(2+) +2e = Cu(0) |1 о-ль Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия Ход работы: В пробирку налить по 3-4 мл раствора дихромата калия, добавить 3-4 капли раствора серной кислоты и затем сульфита натрия. Дайте объяснение наблюдаемым явлениям. K2Cr2O7+ Na2SO3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O Определите степень окисления всех атомов, методом электронного баланса уравнять реакцию. Рассчитать молярную массу эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: В результате взаимодействия сульфита натрия с дихроматом калия в кислой среде, создаваемой серной кислотой (K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 = ?) происходит образование средних солей – сульфатов хрома (III), натрия и калия, а также воды. Молекулярное уравнение реакции имеет вид: K2Cr2O7+ 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O Запишем ионные уравнения, учитывая, что вода на ионы не распадается, т.е. не диссоциирует. 2K++ Cr2O72-+ 6Na++3SO32- +12H++4SO42-→2Cr3++ 3SO42-+6Na++ 3SO42-+ 2K++ SO42- + 4H2O+4 Cr2O72-+3SO32- + 12H+ → 2Cr3++ 3SO42- + 4H2O Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным. Данная реакция относится к окислительно-восстановительным, поскольку химические элементы сера и хром изменяют свои степени окисления. Схемы электронного баланса выглядят следующим образом: Cr+6 +3e → Cr+3 S+4 -2e → S+6 Сульфат хрома (III) представляет собой кристаллы светло-розового цвета, которые при нагревании разлагаются. Образует кристаллогидраты состава Cr2(SO4)3 × 6H2O и Cr2(SO4)3×18H2O. Безводная соль очень плохо растворяется в воде (гидролизуется по катиону). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака, жидким аммиаком. В ОВР может проявлять свойства как слабого восстановителя, так и слабого окислителя. Образует двойные сульфаты – хромовые квасцы. Опыт 3. Окисление меди азотной кислотой Ход работы: Почистить медную проволоку от защитной пленки, скомкать в небольшой кусочек и поместить в пробирку. Затем прибавить 3-4 мл 2 Н раствора азотной кислоты, так чтобы проволока была покрыта этим раствором. Cu + HNO3(разб.) = NO + Cu(NO3)2 + H2O Проделать аналогичную реакцию, с концентрированной кислотой. Cu + HNO3(конц.) = NO2 + Cu(NO3)2 + H2O Отметить выделение газа, растворение меди и изменение цвета раствора. Определите степень окисления всех атомов, методом электронного баланса уравнять реакцию. Рассчитать молярную массу эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: Cu+HNO3(конц.)=Cu(NO3)2+NO2+H2O Сu(0) - 2e = Cu2+ | 1 восстановитель, процесс - окисление N+5 + 1e = N+4 | 2 окислитель, процесс - восстановление Электронный баланс: Сu(0) - 2e = Cu2+ 2N+5 + 2e = 2N+4 Переносим коэффициенты в схему реакции: Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Опыт 4. Окислительные свойства пероксида водорода Ход работы: В пробирку налить 2-3 мл раствора иодида калия, прибавить 3-4 капли 2 Н раствора серной кислоты и затем по каплям прибавить 5-6 капель пероксида водорода. Отметить изменение окраски раствора. KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O Для обнаружения в растворе йода набрать в пробирку раствор крахмала и добавить туда несколько капель полученного раствора. Что наблюдается? Задание: Сделать анализ уравнения ОВР с использованием метода электронного баланса, определить окислитель и восстановитель, а также коэффициенты в уравнении ОВР, и расчитать эквиваленты окислителя и востановителя. S+6 + 8e → S-2 │1 реакция восстановления 2I-1 − 2e → I20 │4 реакция окисления S+6 (H2SO4) – окислитель, I-1 (KI) – восстановитель 8KI + 5H2SO4 → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O Задание на тему «ОВР»1. Какие из указанных ниже реакций относятся к ОВР: а) Na2CO3 +SiO2 = Na2SiO3 +CO2 – кислотно щелочная реакция (нейтрализа́ция) б) Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 – окислительно-восстановительная реакция в) Cu(OH)2 =CuO + H2O - реакция разложения г) NH4NO3 =N2O + 2H2O - не окислительно восстановительной Ответ мотивируйте, укажите в окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитель. 2. Какие из указанных ниже реакций относятся к ОВР: а) Zn + H2SO4конц. →ZnSO4 + SO2 + H2O; Это окислительно-восстановительная реакция: SVI + 2 e- → SIV (восстановле́ние) Zn0 - 2 e- → ZnII (окисление) H2SO4 является окислителем, Zn является восстановителем. б) Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + H2O; Zn(OH)2 (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + 2 H2O (l) Это кислотно-щелочная реакция (нейтрализа́ция): Zn(OH)2 является щелочным, H2SO4 представляет собой кислоту. в) ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O; ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O Это кислотно-щелочная реакция (нейтрализа́ция): ZnO является щелочным, H2SO4 представляет собой кислоту. г) KClO3 → KClO4 + KCl 4 KClO3 (aq) → 3 KClO4 (s) + KCl (aq) Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: ClV + 6 e- → Cl-I (восстановле́ние) 3 ClV - 6 e- → 3 ClVII (окисление) KClO3 является окислителем и восстановителем (диспропорционирования). Ответ мотивируйте, укажите в окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитель. 3. Какие из указанных ниже реакций относятся к ОВР: а) Zn + H2SO4разб. → ZnSO4 + H2; Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: Zn0 - 2 e- → ZnII (окисление) 2 HI + 2 e- → 2 H0 (восстановле́ние) Zn является восстановителем, H2SO4 является окислителем. б) Zn(OH)2 + HNO3 → ZnNO3 + H2O Zn(OH)2 + 2 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 H2O Это кислотно-щелочная реакция (нейтрализа́ция): Zn(OH)2 является щелочным, HNO3 представляет собой кислоту. в) ZnO + H2S → ZnS + H2O ZnO + H2S → ZnS + H2O Это кислотно-щелочная реакция (нейтрализа́ция): ZnO является щелочным, H2S представляет собой кислоту. г) H2SO3 + HClO3 → H2SO4 + HCl 3H2SO3 + HClO3 → 3H2SO4 + HCl S4+ - 2e → S6+ | 2 | 3 восстановитель (окисляется) Cl5+ + 6e → Cl- | 6 | 1 окислитель (восстанавливается) Ответ мотивируйте, укажите в окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитель. 4. Назвать часто применяемые окислители и восстановители. Какие из сле- дующих веществ: Cl2- могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, т. к. элементы Cl находятся не в высшей степени окисления. PbO2 – только окислитель KMnO4 – только окислитель NaNO2 - атом азота находится в промежуточной степени окисления равной +4, поэтому может, как уменьшать, так и увеличивать свою степень окисления, проявляя свойства или окислителя, или восстановителя. Na2SO3 - окислитель и восстановитель Na2S -только восстановитель KI – восстановитель FeSO4- окислитель и восстановитель могут быть лишь окислителями? только восстановителями? и тем, и другим? 5. В какой среде меньше расходуется окислителя KMnO4: в кислой, нейтральной или щелочной? Почему? 6-15. Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного в заданной окислительно-восстановительной реакции, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Рассчитайте молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя. 6. K2S + K2MnO4 +H2O = S + MnO2 + KOH KBr⁺O+Mn⁺²Cl₂+2KOH=KBr⁻+Mn⁺⁴O₂+2KCl+H₂O Br⁺ + 2e⁻ = Br⁻ | 1 - окислитель, процесс восстановления Mn²⁺ - 2e⁻ = Mn⁴⁺ | 1 - восстановитель, процесс окисления В зависимости от рН среды продукт восстановления может представлять собой Mn²⁺ (в кислой среде), MnO₂ (в нейтральной или слабощелочной среде) или МnO₄²⁻ (в сильно щелочной среде). 7. SO2 + H2S = S + H2O SO2+ 2H2S= 3S+2H2O окислитель S(+4) →S(0) 2 | 1 восстановление восстановитель S(-2) → S(0) 4 | 2 окисление 8. KClO3 + FeSO4 + H2SO4 = KCl + Fe2(SO4)3 + H2O KClO3+6FeSO4+3H2SO4->3Fe2(SO4)3+KCl+3H2O у железа в левой части уравнения заряд +2, а в правой +3, он повысился, значит, железо это восстановитель, реакция окисления у хлора же наоборот понизился, хлор - это окислитель, протекает реакция восстановления 9. FeCl2 + KMnO4 +HCl = FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O Fe2+ +e = Fe3+ | 5 | Mn7+ + 5e= Mn2+ | 1 | 5 Fe2+ + Mn7+ = 5 Fe3+ + Mn2+ 5FeCl2+ KMnO4 + 8 HCl = 5FeCl3 + MnCl2+ Kcl+ 4H2O 10. Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + KOH + Na2SO4   · 2 окислитель полуреакция восстановления · 3 восстановитель полуреакция окисления   11. KBrO + MnCl2 + KOH = KBr + KCl + MnO2 + H2O KBr⁺O+Mn⁺²Cl₂+2KOH=KBr⁻+Mn⁺⁴O₂+2KCl+H₂O Br⁺ + 2e⁻ = Br⁻ | 1 - окислитель, процесс восстановления Mn²⁺ - 2e⁻ = Mn⁴⁺ | 1 - восстановитель, процесс окисления 2) Mn⁺²Cl₂ в реакциях является только восстановителем Mn⁺⁴O₂ может быть как окислителем, так и восстановителем H₂Mn⁺⁶O₄ также может быть и окислителем и восстановителем к примеру KMn⁺⁷O4 проявляет только окислительные свойства и в зависимости от реакции среды может восстанавливаться в различной степени. В зависимости от рН среды продукт восстановления может представлять собой Mn²⁺ (в кислой среде), MnO₂ (в нейтральной или слабощелочной среде) или МnO₄²⁻ (в сильно щелочной среде). 12. NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 5 NaNO2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 NaNO3 (aq) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 3 H2O (l) Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: 2 MnVII + 10 e- → 2 MnII (восстановле́ние) 5 NIII - 10 e- → 5 NV (окисление) KMnO4 является окислителем, NaNO2 является восстановителем. 13. Cl2 + KOH = KСlO + KCl + H2O 3 Cl2 (g) + 6 KOH (aq) → 5 KCl (aq) + KClO3 (aq) + 3 H2O (l) Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: 5 Cl0 + 5 e- → 5 Cl-I (восстановле́ние) Cl0 - 5 e- → ClV (окисление) Cl2 является окислителем и восстановителем (диспропорционирования). 14. HCl + CrO3 = CrCl3 + Cl2 + H2O 2 CrO3 + 12 HCl → 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 6 H2O Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: 6 Cl-I - 6 e- → 6 Cl0 (окисление) 2 CrVI + 6 e- → 2 CrIII (восстановле́ние) HCl является восстановителем, CrO3 является окислителем. 15. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 S + 7 H2O Это окислительно-восстановительная (редокс) реакция: 3 S-II - 6 e- → 3 S0 (окисление) 2 CrVI + 6 e- → 2 CrIII (восстановле́ние) H2S является восстановителем, K2Cr2O7 является окислителем. 16-25. Определите степени окисления в заданных соединения: 16. K2 +S2-, K2 +1Mn +6O4 -2 21. Na2SO3, Mn +6Cl2+5 7. MnO2, H3AsO4 22. K2 +Cr2 +3O7-2, H2 S 18. As2S3, K +Cl +5O3-2 23. Cr2(SO4)3, S+6 19. Fe +2S +6O -24, Fe +3Cl3-1 24. NaNO2, K+Mn+6O-24 20. KВrO, MnCl2 25. K+Cl+5, Fe +62(S+6O4)3-2 26. Определить молярную массу эквивалентов KClO4, если это вещество в процессе реакции восстанавливается: а) до KCl, б) до Сl2. 2K  +  2 = 2K +  2.Хлор и йод меняют степени окисления, это - окислительно-восстано-вительная реакция: 2  -2 =  2– процесс окисления, ион йода – восстановитель, 2 + 2 = 2 – процесс восстановления, молекула хлора – окислитель. |