Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
 Скачать 1.56 Mb.
|
|
2.2.Окислители и восстановители Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут быть только окислителями, их атомы способны лишь принимать электроны. Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, их атомы способны лишь отдавать электроны. Вещества, содержащие элемент о промежуточной степени окисления обладают окислительными и восстановительными свойствами. Такие вещества способны принимать и отдавать электроны в зависимости от партнера по реакции и от условия провидения реакции. Окислителями могут быть: 1. Нейтральные атомы неметаллов. Атомы элементов, имеющие на внешнем уровне 4,5,6,7 электронов, т.е. p-элементы IVА, VА, VIА,VIIА групп. Проявляя окислительные свойства, атомы неметаллов принимают электроны, превращаясь в отрицательные ионы: Cl2 + 2ē = 2Cl-. 2. Положительные ионы металлов в высшей степени окисления. Например ионы Sn4+, Al3+ ,Cu2+ . Эти ионы присоединяют электроны, понижая степень окисления: Al3+ + 3ē →Al0. 3. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления. Например, KMnO4, К2Сr2O7 , К2СrO4 присоединяя электроны, понижают степень окисления до Mn2+, Cr3+(в кислой среде). 4. Сложные атомы и молекулы, содержащие атом неметалла в положительной степени окисления. Сильные окислительные свойства проявляют ионы, содержащие атом неметалла в высшей степени окисления: H2SO4 (конц.), SO3, HClO, HClO3. Из данного состояния эти неметаллы, присоединяя электроны, переходят в состояние с более низкой степенью окисления. К группе восстановителей относятся: 1. Нейтральные атомы, металлы. К металлам относятся все s -(кроме H, He), d-элементы и10 p-элементов. Восстановительные свойства проявляют и некоторые неметаллы, например: водород, углерод, кремний. Атомы восстановителей отдают электроны, превращаясь в положительные ионы: Mg0 – 2ē = Mg2+. 2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов. Например: I-, S2-, F-, Cl-, Br -.B ОВР эти ионы отдают электроны, повышая степень окисления: 2Cl- - 2ē = Cl2. 3. Положительные ионы металлов в низшей степени окисления. Например ионы Sn2+, Fe2+, Cu+ отдают электроны, повышая степень окисления: Sn2+ - 2ē = Sn4+. Окислительно-восстановительная двойственность присуща тем соединениям, которые содержат элементы в промежуточных степенях окисления (H2S+4O3, HN+3O2, NaCr+3O2 и др.). Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции. Наиболее типичные окислители, восстановители и вещества, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью, приведены в таблице 2. Таблица 2
Для составления уравнений ОВР применяют метод электронно-ионного баланса. Те частицы, которые изменяют степень окисления, записывают только в виде ионов. При составлении электронно-ионных уравнений сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул. Порядок составления уравнений ОВР рассмотрим на примере взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде. 1. Записывают в левой части уравнения формулы исходных веществ, определяют восстановитель и окислитель, (руководствуясь теорией ОВР), подчеркивают и подписывают их:  KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 =о кислитель восстановительВ молекуле Na2SO3 ион SO  является восстановителем, так как в нем сера находится в промежуточной степени окисления +4 и будет повышать её до +6, окисляясь до иона SO . В молекуле KMnO4 ион MnO является окислителем, так как в нем марганец в степени окисления +7 и будет понижать её до степени окисления +2, превращаясь, в катион Mn2+ (в кислой, среде).2. Записывают конечные продукты. руководствуясь тем, что окислители понижают степень окисления, восстановители - повышают. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O окислитель восстановитель 3. Составляют схему полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул MnO → Mn2+SO  → SO 4. Уравнивают число атомов в левой и правой частях полуреакций. Кислород уравнивают водой (в кислой, нейтральной среде), высвобождая ионы водорода H+ другой части. В щелочной среде кислород уравнивают ионами OH-,взятыми в удвоенном количестве, в другую часть, записывая молекулы воды. MnO + 8H+ →Mn2+ + 4H2OSO  + H2O →SO + 2H+5. Подсчитывают суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, уравнивают их прибавлением или отдачей необходимого числа электронов к левой части. В первой полуреакции суммарный заряд в левой части +7 (-I +8), в правой части - +2. Во второй полуреакции заряд в левой части - -2, в правой части - 0 (-2 + 2). MnO + 8H+ +5ē → Mn2+ + 4H2OSO + H2O – 2ē → SO + 2H+6. Подбирают множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, присоединенных окислителем. 2| MnO + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O5| SO + H2O – 2ē → SO + 2H+7. Суммируют электронно-ионные полуреакции, предварительно умножив их на коэффициенты и далее приводим подобные. 2MnO + 16H+ + 5SO+ 5H2O → 2Mn2+ + 8H2O + 5SO + 10H+8. Смотрим на исходное уравнение (левая часть) и добавляем в левую часть недостающие ионы, а в правую часть их автоматически дописываем 2К+ + 8SO + 10Na+ → 2K+ + 8SO +10 Na+9. 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O Взаключение укажем, что к методе электронно-ионного баланса указываются только реально существующие ионы. В водном растворе разобранной реакции есть ионы MnO , SO, SO, Mn2+, но нет ионов Mn+7, S+4, S+6.Окислительно-восстановительная способность у различных окислителей ивосстановителей выражена различно. Чем больше у данного атома стремление к приобретению ē, тем ярче выражены окислительные свойства. Количественной характеристикой стремления к присоединению ē служит стандартный окислительно-восстановительный потенциал. Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом называется скачок потенциала на границе «электрод – раствор», при концентрации, окисленной и восстановленной формы, равной 1моль/л. Он характеризует способность данного окислителя к присоединению ē, а восстановителя - к отдаче. Чем больше стандартный окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее данное вещество как окислитель и слабее как восстановитель. Вокислительно-восстановительных реакциях окислителем является то вещество, для которого окислительно-восстановительный потенциал больше, а восстановителем - для которого окислительно-восстановительный потенциал меньше. Зная величину окислительно-восстановительного потенциала реагирующих систем, можно определить возможность протекания окислительно-восстановительных реакций и их направление, которое определяется направлением самопроизвольного перехода ē с электрода, где их концентрация выше, на электрод, где их концентрация ниже. Реакция возможна в прямом направлении, если электродвижущая сила (ЭДС) > О. ЭДС окислительно-восстановительного процесса определяется: ЭДС = φокис – φвосст Рассмотрим пример. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции. 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 +5Cl2 + 8H2O. Составим электронно-ионные уравнения и запишем их потенциалы (MnO  )- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O, φ01 = + 1,51 BCl2 + 2ē → 2Cl-, φ02 = + 1,36 B Поскольку окислительно-восстановительный потенциал первой реакцииφ1выше окислительно-восстановительного потенциала второй реакции φ2, то окислителем будет служить парманганат-ион, а восстановителем - ионы хлора Cl-, ирассматриваемая реакция будет протекать слева направо. Для рассматриваемой реакции ЭДС будет больше нуля: ЭДС = 1,51 - 1,36 = 0,15 В и рассматриваемая реакция идет в прямом направлении. 3. Экспериментальная часть 3.1. Окислительные свойства галогенов (работать под тягой) 3.1.1. К 2-3 каплям раствора иодида калия KI по каплям добавить хлорную воду (вода, насыщенная хлором). Наблюдать выделения йода и его исчезновение в результате дальнейшего окисления до IO  . Составить уравнение реакции, записать его в электронно-ионном виде, указать окислитель и восстановитель.3.1.2. К 5-6 каплям раствора сульфита натрия прибавить такой же объем бромной воды. Объяснить обесцвечивание раствора. Составить уравнение реакции и записать его в электронно-ионном виде. Какую функцию выполняет ион SO в данной реакции? Объяснить, почему ион SOможет проявлять окислительно-восстановительную двойственность.3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода Н2О2 3.2.1. Налить в пробирку несколько капель раствора пероксида водорода и опустить пробирку в горячую воду. Что наблюдается? Какой выделяется газ? Составить уравнение реакции, записать его в электронно-ионном виде. Какие свойства проявляет Н2О2 в этой реакции? Объяснить направление процесса, используя таблицу нормальных окислительно-восстановительных потенциалов. 3.2.2. Налить в пробирку несколько капель раствора йодида калия, добавить 1каплю 2н серной кислоты, 1-2 капли раствора Н2О2. О чем говорит появление желтой окраски? Разбавить содержимое пробирки водой до образования слабо-желтой окраски и испытать этот раствор крахмальной индикаторной бумажкой. О чем говорит ее посинение? Составить уравнение реакции. Записать его в электронно-ионном виде, указать окислитель и восстановитель. 3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4- Налить в пробирку 5-6 капель перманганата калия KMnO4 и столько же 2н раствора серной кислоты и добавить по каплям раствор сульфата железа(II). Что наблюдается? Обесцвечивание раствора свидетельствует о восстановлении ионов MnO4- в ионы Mn2+. В обесцвеченный раствор добавить несколько капель роданида аммония NH4CNS. Что наблюдается? Объясните наблюдаемые явления. записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, записать его в электронно-ионном виде, указать окислитель и восстановитель. На какой ион качественной реакцией является роданид-ион CNS-? Подтвердить это уравнением реакции. 3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – такое же количество раствора щелочи. Во все три пробирки добавить по 2-3 капли раствора сульфита натрия и перемешать растворы. Через несколько минут отметить изменение окраски раствора во всех трех случаях. Написать уравнения реакций восстановления перманганата калия сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. 3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция В металлическую ложечку поместить небольшое количество бихромата аммония и нагреть в пламени спиртовки. После начала процесса вынуть ложечку из пламени спиртовки. Написать уравнение реакции, учитывая, что зеленые окатыши представляют собой оксид хрома (III). Кроме него образуются азот и пары воды. Какой элемент является окислителем? Восстановителем? 4. Задачи для самостоятельной работы 1. Определить степени окисления подчеркнутых элементов: 1.1. H2CO3, H2O2, K2O, NH3, HClO4, KNO2, Cr2O3 1.2. NaCrO2, KClO3, (NH4)+, Al2(SO4)3, SO2, Fe2O3, K2MnO4 1.3. H2SO3, P2O3, S, NH4NO3, K2S, NaClO, H3AsO3 1.4. HgCl2, Hg2Cl2, HNO3, PbO2, CH3COOH, Cu2O 1.5. K2SO3, K2MnO4, MnO2, CrO3, NH3, NaAsO2, O3 1.6. HNO3, H3PO4, K2Cr2O7, Br2, NO2, H2O2, KClO3 1.7. KNO2, KMnO4, Na2S2, CuI2, AsH3, Na2Cr2O7 1.8. NaClO, KCrO2, HMnO4, P4, PH3, N2O3, HNO2 1.9. H2, BaH2, As2S3, K2CrO4, Na3AsO4, H2S, H2O2 1.10. HNO3, PbO2, H2SO3, ZnCl2, Fe2(SO4)3, CoO, HClO4 1.11. MnO2, Na2S, Na2Cr2O7, NaClO3, SO, CH3OH 1.12. H2O, O2F2, O2, HClO4, H2SO3, KIO3, HNO2 1.13. OF2, Na2MnO4, NaBr, H3PO3, AsH3, H2SeO4 1.14. AuCl3, K2SeO3, CH2O, P, NaIO3, Na2O2, ZnSO3 1.15. HClO, CO2, CrO3, Cu(NO3)2, Au2O3, N2, HClO3 2. Укажите окислители и восстановители, подберите коэффициенты в следующих ОВР, используя метод электронно-ионного баланса, определить направление реакций по Δ G. 2.1. Zn + NaAsO2 +HCl → AsH3 + ZnCl2 + H2O +NaCl 2.2. FeSO4 + Ag2SO4 → Ag + Fe2 (SO4)3 2.3. H2SO3 +HClO3 → H2SO4 + HCl 2.4. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 2.5. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + Н2O 2.6. SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Sn(SO4)2 +CrCl3 + K2SO4 + H2O 2.7. H2S + HClO → S + Cl2 + H2O 2.8. Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O 2.9. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 2.10. Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2S + H2O 2.11. KI + H2O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O 2.12. Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O 2.13. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 2.14. Rb + H2O → H2 + RbOH 2.15. TiCl3 → TiCl2 + TiCl4 3. Подобрать коэффициенты методом ионно-электронного баланса. 3.1. As2O3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO 3.2. Fe2(SO4)3 + AsH3 → As + FeSO4 + H2SO4 3.3. KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 +H2O 3.4. As2O3 + I2 + KOH → KI + K3AsO4 + H2O 3.5. KClO3 + I2 + H2O → HIO3 + KCl 3.6. Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + HO2 3.7. Ag + HNO3 → NO2 + AgNO3 + H2O 3.8. KMnO4 + HCl → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O 3.9. Se + KOH → K2SeO4 + K2Se + H2O 3.10. HNO2 → HNO3 + NO + H2O 3.11. Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O 3.12. PbO2 + NaNO2 + H2SO4 → PbSO4 + NaNO3 + H2O 3.13. (NH4)2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O 3.14. Cr(OH)3 +Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O 3.15. Co2O3 + HCl → Cl2 + CoCl2 + H2O 4. Закончить уравнения реакций, расставить в них коэффициенты, используя метод электронно-ионного баланса, указать окислитель и восстановитель. Рассчитать ЭДС реакции, используя данные таблицы приложения, и указать направления ее протекания: 4.1. MnО2 + НСl = MnCl2 + H2O + … 4.2. KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = MnSO4 + KNO3 + … 4.3. K2MnO4 + K2S + H2SO4 = S + MnSO4 + … 4.4. K2Cr2O7 + H Br = CrBr3 + KBr + … 4.5. P + HNO3 = H3PO4 +… 4.6. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + I2 + … 4.7. FeSO4 + Br2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + HBr 4.8. Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + … 4.9. KMnO4 + KI + H2SO4 = MnSO4 + I2 +… 4.10. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + 4.11. H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + … 4.12. K2MnO4 +Cl2 = KMnO4 + … 4.13. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 + 4.14. HI + H2O2 = I2 + H2O 4.15. Zn + HNO3 = NH4NO3 + Zn(NO3)2 + … Приложение Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (окислитель + nē = восстановитель), при 298 К
|
+ H2O