МУЛР. Требования к отчету по работе. Рекомендуется следующий порядок выполнения лабораторных работ. Вначале семестра студенты получают у преподавателя график выполнения лабораторных работ
 Скачать 0.56 Mb.
|
|
Высшая (максимальная) степень окисления (ВСО), как и число валентных электронов, как правило, равна номеру группы. Исключениями являются элементы группы и приведенные в табл. 7.1 (элементы не рассматриваются). Низшая (минимальная) степень окисления (НСО) для s- и элементов, а также для элементов IIIA группы, как правило, равна нулю, а для остальных элементов может быть найдена по формуле НСО № группы 8 = − . Исключения приведены в табл. 7.2 (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 Элемент НСО -1 -3 -2 -1 -1 -1 59 Окислительно-восстановительная реакция – единая реакция, которая может быть условно разбита на две полуреакции: окисление и восстановление. Окисление – полуреакция, при которой степень окисления атомной частицы элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – полуреакция, при которой степень окисления атомной частицы элемента понижается вследствие присоединения электронов. Уравнение реакции +2 -2 +2 -2 0 +4 -2 2 C O Cu O Cu C Уравнения полуреакций: 2 4 C 2e=C + + − – окисление 0 Cu 2e Cu + + = – восстановление. Вещества, между которыми происходит процесс окисления- восстановления, называются окислителем и восстановителем. Окислитель – реагент, содержащий атомную частицу элемента, понижающую степень окисления путем присоединения электронов. Сама атомная частица тоже окислитель. В приведенном примере – это оксид меди) за счет атомной частицы элемента медь в СО +2, понижающей ее до 0. Восстановитель – реагент, содержащий атомную частицу элемента, повышающую степень окисления путем отдачи электронов. Сама атомная частица тоже восстановитель. В приведенном примере – это оксид углерода) за счет атомной частицы элемента углерод в СО +2, повышающей ее до +4. Входе ОВР окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Другими словами, окислитель восстанавливается восстановителем, а восстановитель окисляется окислителем. Таким образом, восстановление немыслимо без окисления, а окислитель без восстановителя. 60 Низшая степень окисления – степень окисления, существование ниже которой для атомной частицы элемента невозможно. Вещества (частицы, в состав которых входят атомные частицы 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, существование выше которой для атомной частицы элемента невозможно. Вещества (частицы, в состав которых входят атомные частицы элемента, находящиеся в ВСО, за счет них могут быть только окислителями. Например, азотная кислота за счет атомной частицы элемента азот в степени окисления +5 может быть только окислителем. Промежуточная степень окисления – степень окисления атомной частицы элемента, которая больше низшей степени окисления, но меньше высшей степени окисления. Вещества (частицы, в состав которых входят атомные частицы элемента, находящиеся в промежуточной степени окисления, за счет этого элемента могут быть как восстановителями, таки окислителями, те. проявляют окислительно-восстановительную двойственность Например, оксид азота) за счет атомной частицы элемента азот в степени окисления +2 может быть как восстановителем, таки окислителем. Определение стехиометрических коэффициентов в уравнениях ОВР обычно выполняют методом электронного баланса и методом полуреакций, или ионно-электронным методом. Метод электронного баланса основан на том, что общее число электронов, принимаемых окислителем и отдаваемых восстановителем водной и той же окислительно-восстановительной реакции, должно быть одинаковым. По получении схемы ОВР определение стехиометрических коэффициентов рекомендуется проводить в следующей последовательности. Расставить СО атомных частиц элементов в реагентах и продуктах Определить восстановитель, окислитель и продукты окисления и восстановления 2. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления 3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для чисел отданных и присоединенных электронов. Делением НОК на числа отданных и присоединенных электронов определить множители для уравнений процессов окисления и восстановления (в приведенном примере они указаны правее вертикальной черты в пи умножить на них каждое из уравнений соответственно. Записать электронный баланс 4. Составить суммарное уравнение электронного баланса путем 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, окислителя, 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 восстановления. Определить стехиометрические коэффициенты при формулах остальных реактантов, соблюдая следующую последовательность 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. ( ) 2 3 2 2 7 2 4 2 2 6 2 4 2 4 2 4 2 3 Na SO K Cr O H SO Na S O +Cr SO K SO Na SO H O + + → + + + + 62 1. ( ) 1 4 2 1 6 2 1 6 2 1 5 2 2 3 2 2 7 2 4 2 2 6 3 6 2 1 6 2 1 6 2 1 2 2 4 2 4 2 4 2 3 Na S O K Cr O H S O Na S O Cr S O K S O Na S O H O + + − + + − + + − + + − + + − + + − + + − + − + + → + + + + + 2 3 Na SO – восстановитель 2 2 7 K Cr O – окислитель 2 2 6 Na S O – продукт окисления ( ) 2 4 3 Cr SO – продукт восстановления 2 4 H SO – среда. 2. 4 5 +6 3 S e = S 3 Gr 3e= Cr 1 + + + − + 3. НОК 3 = . Электронный баланс 4 5 6 3 3S 3e= 3S Cr 3e=Cr + + + + − + 4. Суммарное уравнение электронного баланса 4 6 5 3 3S Cr 3S Cr + + + + + = + 5. ( ) 4 6 5 2 3 2 2 7 2 4 2 2 6 3 2 4 2 4 2 4 2 3 3Na S O 0,5K Cr O H SO 1,5Na S O 0,5Cr SO K SO Na SO H O. + + + + + + → + + + + + 6. ( ) 4 6 5 2 3 2 2 7 2 4 2 2 6 3 2 4 2 4 2 4 2 3 6Na S O K Cr O H SO 3Na S O Cr SO K SO Na SO H O. + + + + + + → + + + + + 7. ( ) 4 6 5 2 3 2 2 7 2 4 2 2 6 3 2 4 2 4 2 4 2 3 6Na S O K Cr O 7H SO 3Na S O Cr SO K SO 3Na SO 7H O. + + + + + + → + + + + + 63 8. С правой и с левой сторон уравнения по 53 атомных частиц кислорода. Метод полуреакций или ионно-электронный метод применяется для ОВР, протекающих вводных растворах (или расплавах) 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 ив методе электронного баланса, общее число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем водной и той же реакции должно быть одинаковым. Метод полуреакций рассматривает более реальные частицы, существующие в растворе, поэтому он не столь формален, как предыдущий, но зато он неприменим для газофазных ОВР и реакций, протекающих на границе раздела между твердыми и газообразными веществами. Отметим также, что определение коэффициентов с помощью ионно-электронного метода не нуждается в понятии степени окисления. Рассмотрим последовательность действий согласно методу полуреакций на примере той же ОВР, что и ранее, схема которой Na 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Na 2 S 2 O 6 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + + K 2 SO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 1. Составляем полную, а затем краткую ионно-молекулярные схемы реакции (без каких бы тони было коэффициентов. Напомним, что в диссоциированной форме, те. в виде формул ионов, в этих уравнениях записываются только формулы сильных электролитов, которые хорошо растворимы вводе. Формулы неэлектролитов, слабых электролитов и малорастворимых веществ в этих уравнениях записываются в недиссоциированной форме. Полная схема Na + + 2 3 SO − - + K + + 2 2 7 Cr O − - + H + + 2 4 SO − → → Na + + 2 2 6 S O − - + 3 Cr + + + 2 4 SO − - + K + + Краткая схема 64 2 3 SO − + 2 2 7 Cr O − + H + → 2 2 6 S O − - + 3 Cr + + H 2 O. 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 H 2 O, в нейтральной - только молекулы H 2 O, а в щелочной – ионы OH − и молекулы H 2 O. В нашем примере среда кислая, так как. реакция протекает в растворе серной кислоты.Последовательность написания уравнений полуре- акций 2 3 SO − → 2 2 6 S O − , 2 3 2SO − → 2 2 6 S O − , , 2 3 2SO − – 2e= 2 2 6 S O − ; 2 2 7 Cr O − → 3 Cr + , 2 2 7 Cr O − → 3 2Cr + , 2 2 7 Cr O − + H + → 3 2Cr + + 2 H O , 2 2 7 Cr O − - + 14H + → 3 2Cr + + 2 7H O , 2 2 7 Cr O − + 14H + + 6e = 3 2Cr + + 2 7H O . 3. Находим наименьшее общее кратное (НОК) для чисел отданных и присоединенных электронов и сего помощью рассчитываем 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 65 Восст-ль 2 2 3 SO − – е = 2 2 6 S O − - 3 Ок-ие НОК = 6 Ок-ль 2 2 7 Cr O − + 14H + + е = 3 2Cr + + 2 7H O 1 В-ие. Схему подобного типа называют схемой баланса полуреакций или ионно-электронным балансом. Составляем краткое ионное уравнение ОВР с учетом закона сохранения массы (число атомов каждого элемента слева и справа от знака равенства должно быть одинаково. Для этого умножаем уравнения полуреакций на множители, рассчитанные в пи складываем полученные уравнения между собой (электроны должны сократиться ее+ 14H + = 2 2 6 3S O − + 3 2Cr + + 2 7H O . 5. Составляем молекулярное уравнение ОВР. Для этого в левой части ионно-молекулярного уравнения к каждой формуле аниона добавляем соответствующие формулы катионов, и наоборот. Естественно, 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 нейтрализовать 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. 6Na 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 → 3Na 2 S 2 O 6 + 66 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O + 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 MnO 2 , а в щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования в форме манганат-иона − 2 4 MnO . Контрольные вопросы 1. Какие реакции называют окислительно-восстановительны- ми 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 элемента. Как зависит состав продуктов восстановления перманганата 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, бихромат калия, сульфат марганца, роданид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия, иод – растворы концентрацией 5 %. В вытяжном шкафу перманганат калия, серная кислота – 2 н раствор, серная кислота - раствор концентрацией 20 %, соляная кислота – раствор концентрацией 15 %, соляная кислота концентрированный раствор, азотная кислота – 15 % раствор, азотная кислота – концентрированный раствор, хлорная вода, 67 бромная вода, сероводород – раствор, сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %. Получить у преподавателя пробирки – 5 шт пероксид водорода – концентрированный раствор ССl 4 ; крахмал, сульфит натрия, нитрит натрия, хлорид олова, хлорид олова, сульфат железа, гексацианоферрат(III) калия – растворы концентрацией медь металлическая, сера – порошок, уголь, оксид свинца) – порошок, оксид марганца. Выполнение работы Для всех реакций, выполняемых входе работы, необходимо составить уравнения ОВР и найти стехиометрические коэффициенты. Опыт 1. Окислительные свойства пероксида водорода Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора пероксида водорода, добавить капли 2 н раствора серной кислоты и столько же раствора иодида калия. К содержимому пробирки добавить крахмал. Обратить внимание на окраску раствора. Опыт 2. Восстановительные свойства галогенидов А. К нескольким каплям раствора бромида калия добавить столько же хлорной воды и 4 − 5 капель четыреххлористого углерода, выполняющего роль экстрагента (в CCl 4 бром растворяется лучше, чем вводе. Встряхнуть пробирку, закрыв ее пальцем. Обратить внимание на окраску органической фазы. Б К 3 − 4 каплям раствора иодида калия добавить 3 − 4 капли и 2 − 3 капли бромной воды. Четыреххлористый углерод является экстрагентом иода. Обратить внимание на окраску органической фазы. Опыт 3. Восстановительные свойства сульфидов .Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора перманганата калия, 2 − 3 капли 2 н серной кислоты и насыщенную сероводородную воду (или раствор сульфида натрия) до обесцвечивания раствора. Определить продукты реакции. Опыт 4. Окислительные свойства сернистой кислоты Налить в пробирку 3 − 4 капли раствора сернистой кислоты (или по 3 − 4 капли раствора сульфита натрия и 2 н серной кислоты) и 68 столько же насыщенной сероводородной воды (или раствора сульфида натрия. Определить, какой продукт образовался в результате реакции. Опыт 5. Восстановительные свойства сернистой кислоты. К нескольким каплям разбавленного раствора иода прилить 4 − 5 капель раствора сернистой кислоты (или по 4 − 5 капель 2 н серной кислоты и раствора сульфита натрия. Отметить изменение окраски раствора. Опыт 6. Окислительные и восстановительные свойства нитритов А . К подкисленному 2 н серной кислотой раствору иодида калия добавить несколько капель раствора нитрита натрия. К смеси добавить 2 − 3 капли раствора крахмала, который служит индикатором иода. Объяснить изменение окраски раствора. Обратить внимание на запах выделяющегося газа – оксида азота. Б. К нескольким каплям подкисленного серной кислотой раствора перманганата калия добавить несколько капель раствора нитрита натрия до полного обесцвечивания раствора. Опыт 7. Окислительные свойства азотной кислоты Окислительная способность азотной кислоты зависит от ее концентрации и природы восстановителя. А. В две пробирки внести по нескольку крупинок медных стружек. В одну пробирку в вытяжном шкафу прилить 3 − 5 капель концентрированной азотной кислоты в другую – столько же разбавленной. Обратить внимание на цвет выделяющихся в обоих случаях газов. Б. Порошок серы на кончике шпателя внести в фарфоровую чашку, облить 2 мл концентрированной азотной кислоты и подогреть на песчаной бане в вытяжном шкафу. Доказать наличие в растворе сульфат-иона, используя для этого раствор хлорида бария. В. К 2 − 3 каплям раствора сульфида натрия помещенным в пробирку, прилить 1 мл концентрированной азотной кислоты. Нагреть смесь в вытяжном шкафу. Доказать, что сера окисляется до сульфат-иона. Опыт 8. Окислительная способность нитратов. Насыпав немного нитрата калия в пробирку, укрепить ее вертикально в штативе, находящемся в вытяжном шкафу. Нагреть нитрат калия до плавления и бросить в него раскаленный докрасна кусочек угля. Уголь должен продолжать гореть. Сразу бросить туда же кусочек серы. Коснувшись поверхности нитрата калия, сера должна вспыхнуть и сгореть ярким пламенем. Процесс горения угля и серы в нитрате калия имитирует процесс горения черного (бездымного) пороха. Опыт 9. Восстановительные свойства олова. В пробирку внести 3 − 5 капель раствора перманганата калия, подкислить 2 − 3 каплями раствора соляной кислоты концентрацией 15 % и добавить капли раствора хлорида олова. Объяснить, почему произошло обесцвечивание раствора. Опыт 10. Окислительные свойства олова и свинца(IV) |