Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче

• Название: Основная цель лабораторных занятий связать теоретиче
• Дата: 18.11.2021
• Размер: 131.07 Kb.
• Имя файла: MULR.docx
• Тип: Лекция; #276013
• страница: 16 из 17

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7. ИССЛЕДОВАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Цель работы: познакомиться с наиболее распространенны- ми окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодей- ствия между собой и научиться составлять уравнения окислительно- восстановительных реакций.

Общие сведения

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – хими- ческие реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомных частиц элементов.

Степень окисления (СО) – число, которое по формальным правилам может быть приписано атомной частице любого элемента, другими словами, – это формальный заряд атомной частицы элемен- та, рассчитанный по определенным правилам (–4 ≤ СO ≤ 8).

Правила определения степеней окисления следующие:

1. 
   
   8
   В простых веществах степени окисления атомов равны ну- лю, например Cu⁰, S⁰ .
   
2. 
   Некоторые элементы в сложных веществах и сложных частицах имеют, как правило, постоянные степени окисления. К ним относятся:
   

56

2
Cs^1O ;

а) Cs, Fr, K, Li, Na, Rb – степень окисления +1, например K⁺I,
б) Ba, Be, Ca, Cd, Mg, Ra, Sr, Zn – степень окисления +2, на-

пример Be⁺²Cl₂, Zn⁺²S;

в) Ac, Al, La, Y, Sc – степень окисления +3, например Al⁺³F₃, La⁺³Br₃;


2
г) F – степень окисления -1, например CaF^ , RbF^ ;

д) O – степень окисления -2 [за исключением соединений с фтором, пероксидов ( O^2 – пероксид-ион), надпероксидов ( O^ −

2 2


3
надпероксид-ион) и озонидов ( O^ – озонид-ион)], например CO^2 ,

3
SO^2 ;
е) Br, Cl, I – степень окисления -1 (кроме соединений с фто-

2
ром, кислородом, азотом и между собой), например MgCl^ , NaI^ ;

ж) H – степень окисления +1 [кроме соединений с элемента- ми, перечисленными в пунктах а), б), в), с бором(III), с медью(I) и с золотом(I), в которых степень окисления водорода -1], например

H^1O , NH^1 .

2 3

3. 
   Степень окисления элемента в одноатомном ионе равна
   

электрическому заряду иона, например, в катионе Pb²⁺ степень окис- ления элемента свинца составляет +2.

4. 
   Сумма произведений степеней окисления всех элементов молекулы или «условной молекулы» (формульной единицы вещест- ва) и их стехиометрических индексов в формуле молекулы («услов- ной молекулы») равна нулю. Это правило используют для определе- ния неизвестной степени окисления. Например, определим степень окисления кислорода (обозначив ее «x») в веществе H₂O₂:
   

2 2
^{HOx ,} ^1 ^{ 2  x  2  0  x  1.}

5. 
   Сумма произведений степеней окисления всех элементов молекулярного иона и их стехиометрических индексов в формуле иона равна электрическому заряду иона. Это правило тоже исполь- зуют для определения неизвестной степени окисления. Например,
   

57

определим степень окисления фосфора (обозначив ее «z») в ионе


4
HPO^2 .

4
_H⁺¹P^zO^-2 _2 , _1_ 1  z 1+( -2)  4= -2 
z=+5 .

Высшая (максимальная) степень окисления (ВСО), как и число валентных электронов, как правило, равна номеру группы. Исключениями являются элементы IB-группы и приведенные в табл.

1. 
   (f-элементы не рассматриваются).
   

Низшая (минимальная) степень окисления (НСО) для s- и d-элементов, а также для p-элементов IIIA группы, как правило, рав- на нулю, а для остальных p-элементов может быть найдена по фор- муле:

НСО  № группы  8 .

Исключения приведены в табл. 7.2 (f-элементы не рассматриваются).

Таблица 7.1

ВСО некоторых элементов

Элемент	ВСО	Элемент	ВСО	Элемент	ВСО	Элемент	ВСО
He	0	Ar	0	Kr	+6	Ir	+6
O	+2	Co	+5	Rh	+6	Pt	+6
F	0	Ni	+4	Pd	+4	Au	+5
Ne	0	Cu	+3	Ag	+3

Таблица 7.2

НСО некоторых элементов

Эле- мент	H	B	Fe	Co	Rh	Au
НСО	-1	-3	-2	-1	-1	-1

58

Окислительно-восстановительная реакция – единая реакция, которая может быть условно разбита на две полуреакции: окислениеи восстановление.

Окисление – полуреакция, при которой степень окисления атомной частицы элемента повышается вследствие отдачи электро- нов.

Восстановление – полуреакция, при которой степень окис- ления атомной частицы элемента понижается вследствие присоеди- нения электронов.

Уравнение реакции


2
_C+2_O-2 _{ Cu}+2_O-2 _{ Cu}0 _{ C}+4_O-2 _.

Уравнения полуреакций:

C^2  2e=C^4

• 
  окисление,
  

Cu^2  2e  Cu⁰ – восстановление.

Вещества, между которыми происходит процесс окисления- восстановления, называются окислителеми восстановителем.

Окислитель – реагент, содержащий атомную частицу эле- мента, понижающую степень окисления путем присоединения элек- тронов. Сама атомная частица тоже окислитель.

В приведенном примере – это оксид меди(II) за счет атомной частицы элемента медь в СО +2, понижающей ее до 0.

Восстановитель – реагент, содержащий атомную частицу элемента, повышающую степень окисления путем отдачи электро- нов. Сама атомная частица тоже восстановитель.

В приведенном примере – это оксид углерода(II) за счет атомной частицы элемента углерод в СО +2, повышающей ее до +4.

В ходе ОВР окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Другими словами, окислитель восстанавливается вос- становителем, а восстановитель окисляется окислителем. Таким об- разом, восстановление немыслимо без окисления, а окислитель без восстановителя.

59

Низшая степень окисления – степень окисления, существо- вание ниже которой для атомной частицы элемента невозможно.

Вещества (частицы), в состав которых входят атомные час- тицы элемента, находящиеся в НСО, за счет них могут быть только восстановителями.

Например, аммиак за счет атомной частицы элемента азот в степени окисления –3 может быть только восстановителем.

Высшая степень окисления – степень окисления, существо- вание выше которой для атомной частицы элемента невозможно.

Вещества (частицы), в состав которых входят атомные час- тицы элемента, находящиеся в ВСО, за счет них могут быть только окислителями.

Например, азотная кислота за счет атомной частицы элемен- та азот в степени окисления +5 может быть только окислителем.

Промежуточная степень окисления – степень окисления атомной частицы элемента, которая больше низшей степени окисле- ния, но меньше высшей степени окисления.

Вещества (частицы), в состав которых входят атомные час- тицы элемента, находящиеся в промежуточной степени окисления, за счет этого элемента могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. проявляют окислительно-восстановительнуюдвойственность.

Например, оксид азота(II) за счет атомной частицы элемента азот в степени окисления +2 может быть как восстановителем, так и окислителем.

Определение стехиометрических коэффициентов в уравне- ниях ОВР обычно выполняют методом электронного баланса и ме- тодом полуреакций, или ионно-электронным методом.

Метод электронного баланса основан на том, что общее число электронов, принимаемых окислителем и отдаваемых восста- новителем в одной и той же окислительно-восстановительной реак- ции, должно быть одинаковым.

По получении схемы ОВР определение стехиометрических коэффициентов рекомендуется проводить в следующей последова- тельности:

60

1. 
   Расставить СО атомных частиц элементов в реагентах и продуктах;
   

Определить восстановитель, окислитель и продукты окисле- ния и восстановления;

2. 
   Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления;
   
3. 
   Найти наименьшее общее кратное (НОК) для чисел отдан- ных и присоединенных электронов. Делением НОК на числа отдан- ных и присоединенных электронов определить множители для урав- нений процессов окисления и восстановления (в приведенном при- мере они указаны правее вертикальной черты в п. 2) и умножить на них каждое из уравнений соответственно. Записать электронный баланс;
   
4. 
   Составить суммарное уравнение электронного баланса пу- тем сложения уравнений процессов окисления и восстановления. Электроны при этом взаимно уничтожаются;
   
5. 
   Перенести коэффициенты, полученные в п. 4, в уравнение реакции, поставив их (с учетом стехиометрических индексов при атомных частицах-восстановителях, атомных частицах-окислителях и атомных частицах-продуктах окисления, атомных частицах-про- дуктах восстановления) перед формулами восстановителя, окисли- теля, продуктов окисления и восстановления;
   
6. 
   Соблюдая материальный баланс, привести к натуральным числам стехиометрические коэффициенты, полученные в п. 5, перед формулами восстановителя, окислителя, продуктов окисления и вос- становления;
   
7. 
   Определить стехиометрические коэффициенты при фор- мулах остальных реактантов, соблюдая следующую последователь- ность: соли, кислоты (щелочи), вода;
   
8. 
   Проверить правильность расстановки стехиометрических коэффициентов, убедившись в равенстве суммарного числа атомных частиц каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
   

Рассмотрим приведенный алгоритм на конкретном примере.

Na₂SO₃  K₂Cr₂O₇  H₂SO₄  Na₂S₂O₆ 

^+Cr2 ^SO4 ₃ ^{ K2SO4  Na2SO4  H2O}

61


2 3 2 2 7 2 4 2 2 6
_Na1_S4_O2 _{ K}1_Cr6_O2 _{ H}1_S6_O2 _{ Na}1_S5_O2 _

1.

2 4

2 4 2 4 2

3
_Cr3 _S6_O2 <sub>

 K</sub>1_S6_O2 _{ Na}1_S6_O2 _{ H}1_O2

Na ₂SO₃ – восстановитель; K₂Cr₂O₇ – окислитель; Na₂S₂O₆ – ^{продукт окисления; Cr2} ^SO4 ₃ ^{– продукт восстановления; H2SO4 –} среда.

_S4

2.

 e = S^5 3

.

Gr⁺⁶  3e= Cr^3 1

3. 
   НОК  3 .
   

Электронный баланс

3S^4  3e= 3S^5 _.

Cr^6  3e=Cr^3

3. 
   Суммарное уравнение электронного баланса
   

3S^4  Cr^6  3S^5  Cr^3 .
3Na₂S^4O₃  0,5K₂Cr^6O₇  H₂SO₄  1,5Na S^5O₆ 

^{5.  0, 5Cr3} ^SO 

2 2 2

• 
  K SO  Na SO  H O.
  

2 4 ₃

2 4 2 4 2

6Na₂S^4O₃  K₂Cr^6O₇  H₂SO₄  3Na S^5O₆ 

6. ^{ Cr3} ^SO 

2 2 2

• 
  K SO  Na SO  H O.
  

2 4 ₃

2 4 2 4 2

6Na₂S^4O₃  K₂Cr^6O₇  7H₂SO₄  3Na S^5O₆ 

^{7.  Cr3} ^SO 

2 2 2

• 
  K SO  3Na SO  7H O.
  

2 4 ₃

2 4 2 4 2

62

8. 
   С правой и с левой сторон уравнения по 53 атомных частиц ки- слорода.
   

Метод полуреакций или ионно-электронный метод при- меняется для ОВР, протекающих в водных растворах (или распла- вах) с участием электролитов. Он основан на составлении ионно- молекулярных уравнений с участием электронов для процессов окисления и восстановления с последующим их суммированием в общее ионно-молекулярное уравнение. Как и в методе электронного баланса, общее число электронов, «отдаваемых» восстановителем и

«принимаемых» окислителем в одной и той же реакции должно быть одинаковым. Метод полуреакций рассматривает более реальные час- тицы, существующие в растворе, поэтому он не столь формален, как предыдущий, но зато он неприменим для газофазных ОВР и реак- ций, протекающих на границе раздела между твердыми и газообраз- ными веществами. Отметим также, что определение коэффициентов с помощью ионно-электронного метода не нуждается в понятии сте- пени окисления.

Рассмотрим последовательность действий согласно методу полуреакций на примере той же ОВР, что и ранее, схема которой

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Na₂S₂O₆ + Cr₂(SO₄)₃ +
+ K₂SO₄ + H₂O + Na₂SO₄.

1. 
   Составляем полную, а затем краткую ионно-молекулярные схемы реакции (без каких бы то ни было коэффициентов). Напом- ним, что в диссоциированной форме, т.е. в виде формул ионов, в этих уравнениях записываются только формулы сильных электроли- тов, которые хорошо растворимы в воде. Формулы неэлектролитов, слабых электролитов и малорастворимых веществ в этих уравнениях записываются в недиссоциированной форме.
   

Полная схема

3
Na⁺ + SO^{2 -} +

+ Cr₂O^{2 -} + H⁺ + →

7

6
→ Na⁺ + S₂O^{2 -} + Cr^{3 +} +

^- + + H₂O.

Краткая схема

63

SO^2 + Cr O^2 + H⁺ → S O^{2 -} + Cr^3 + H₂O.

3 2 7 2 6

2. 
   Составим ионно-электронные уравнения полуреакций – процессов окисления и восстановления. Учтем, что в кислой среде во взаимодействие с частицами-восстановителями и окислителями могут вступать ионы H⁺ и молекулы H₂O, в нейтральной - только
   

молекулы H₂O, а в щелочной – ионы OH^ и молекулы H₂O. В на- шем примере среда кислая, так как. реакция протекает в растворе серной кислоты. Последовательность написания уравнений полуре- акций

SO^2 → S O^2 ,

3 2 6
2SO^2 → S O^2 , ^,

3 2 6
2SO^2 –2e = S O^2 ;

3 2 6

7
Cr₂O^2 → Cr^3 ,

7
Cr₂O^2 → 2Cr^3 ,
Cr₂O^2 + H^ → 2Cr^3 + H O ,

7 2
Cr₂O^{2 -} + 14H^ → 2Cr^3 + 7H O ,

7 2
Cr₂O^2 + 14H^ + 6e = 2Cr^3 + 7H O .

7 2

3. 
   Находим наименьшее общее кратное (НОК) для чисел
   

«отданных» и «присоединенных» электронов и с его помощью рас- считываем множители для обоих ионно-электронных уравнений: НОК для 2 и 6 равно 6; множитель для первого уравнения 6 : 2 = 3; множитель для второго уравнения 6 : 6 = 1. Обычно это записывают так:

64

Восст-ль2 SO^2 – 2е= S O^{2 -}

3 Ок-ие

3 2 6

Ок-льCr₂O^2 + 14H^ + 6е = 2Cr^3 + 7H O

НОК = 6
1 В-ие.

7 2

Схему подобного типа называют схемой баланса полуреакций или

ионно-электронным балансом.

4. 
   Составляем краткое ионное уравнение ОВР с учетом зако- на сохранения массы (число атомов каждого элемента слева и справа от знака равенства должно быть одинаково). Для этого умножаем уравнения полуреакций на множители, рассчитанные в п.3., и скла- дываем полученные уравнения между собой (электроны должны со- кратиться)
   

6 SO^2 – 6е = 3S O^2

3 2 6

7

2
Cr₂O^2 + 14H^ + 6е = 2Cr^3 + 7H O
6SO^2 + Cr O^2 + 14H^ = 3S O^2 + 2Cr^3 + 7H O .

3 2 7 2 6 2

5. 
   Составляем молекулярное уравнение ОВР. Для этого в ле- вой части ионно-молекулярного уравнения к каждой формуле анио- на добавляем соответствующие формулы катионов, и наоборот. Ес- тественно, что речь может идти только о ионах, формулы которых присутствуют в полной ионно-молекулярной схеме данной реакции. Число противоионов при этом должно быть таким, чтобы нейтрали- зовать заряд всех ионов левой части. Затем те же формулы противо- ионов в таком же количестве добавляем к правой части. После чего объединяем ионы в формульные единицы.
   

6Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ → 3Na₂S₂O₆ +
65

+ Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O + 3Na₂SO₄.

Видно, что независимо от применяемого метода коэффициенты в уравнении реакции получаются одни и те же.

Для ряда окислителей глубина восстановления зависит от характера среды. Например, в кислой среде марганец перманганата восстанавливается до степени окисления +2. В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н⁺, восстановление идет до MnO₂, а в ще- лочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образо-


4
вания Mn⁺⁶ в форме манганат-иона MnO^2 .

Контрольные вопросы

ми?

та?

1. 
   Какие реакции называют окислительно-восстановительны-
   

2. 
   В каком случае элемент является окислителем?
   
3. 
   В каком случае элемент является восстановителем?
   
4. 
   Что такое степень окисления?
   
5. 
   Чему равна максимальная степень окисления элемента?
   
6. 
   Как определить минимальную степень окисления элемен-
   

7. 
   Как зависит состав продуктов восстановления пермангана-
   

та калия от рН среды?

8. 
   В какой степени окисления элементы обладают окисли- тельно-восстановительной двойственностью?
   

Оборудование и реактивы

В штативе: иодид калия, бромид калия, хлорид бария, нитрат калия, сульфат хрома(III), бихромат калия, сульфат марганца(II), роданид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия, иод – раство- ры концентрацией 5 %. В вытяжном шкафу: перманганат калия, сер- ная кислота – 2 н раствор, серная кислота - раствор концентрацией 20 %, соляная кислота – раствор концентрацией 15 %, соляная ки- слота – концентрированный раствор, азотная кислота – 15 % рас- твор, азотная кислота – концентрированный раствор, хлорная вода,
66

бромная вода, сероводород – раствор, сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %. Получить у преподавателя: пробирки – 5 шт.; пероксид водорода – концентрированный раствор; ССl₄; крахмал, сульфит натрия, нитрит натрия, хлорид олова(II), хлорид олова(IV), сульфат железа(II), гексацианоферрат(III) калия – растворы концен- трацией 5 %; медь металлическая, сера – порошок, уголь, оксид свинца(IV) – порошок, оксид марганца(IV).

Выполнение работы

Для всех реакций, выполняемых в ходе работы, необходимо составить уравнения ОВР и найти стехиометрические коэффициен- ты.

Опыт 1. Окислительные свойства пероксида водорода. Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора пероксида водорода, доба- вить 2 − 3 капли 2 н раствора серной кислоты и столько же раствора иодида калия. К содержимому пробирки добавить крахмал. Обра- тить внимание на окраску раствора.