Химия все лабы (lab4-0)

Посмотреть архив целиком

М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а









Лабораторная работа

по химии.

«Окислительно – восстановительные реакции».







Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12


Дата выполнения: 01. 10. 2004

Дата сдачи: 08. 10. 2004













М О С К В А

2 0 0 4

  1. Цель работы.

Ознакомление с основными закономерностями процессов окисления и восстановления, освоение методик составления уравнений окислительно – восстановительных реакций, изучение окислительно – восстановительных свойств соединений.

  1. Теоретическая часть.

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов о одной частицы к другой.

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно – восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно – восстановительных реакций используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно – восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакциях веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

  • Степень окисления в простом веществе равна нулю;

  • Алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

  • Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

  • Отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющие наибольшую электроотрицательность.

  • Максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д. И. Менделеева.


Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

  1. фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

  2. водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов активных металлов (-1);

  3. металлы IА подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1;

  4. металлы IIА подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

  5. степень окисления алюминия в соединениях +3;

  6. степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+, О2-, О22-, О3-, а также фторидов ОхF2.


Важнейшие окислители.

  • Галогены (F, Cl, Br, I, At), восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают.

  • Кислород О2, восстанавливаясь, принимает степень окисления -2.

  • Азотная кислота НNО3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:


Концентрация кислоты



NO2 NO N2О N2 NH4




Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах.

  • Царская водка – смесь концентрированной азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1 : 3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы, как золото и платина.

  • Серная кислота проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6.

  • Кислородосодержащие кислоты галогенов и их соли часто используют как окислители, хотя многие из них имеют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод.

  • Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: к кислой среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)2, а в щелочной до манганат – иона MnO42-.

  • Дихромат калия, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе.

  • Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие как Fe3+, Cu2+, Hg2+, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления или выделяются из растворов солей в виде металлов.


Важнейшие восстановители.

К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно – земельные металлы: цинк, алюминий, железо и другие, а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний). Восстановительными функциями обладают также безкислородные анионы, такие как Cl-, Br- ,I-, S2-, H-, и катионы металлов в низшей степени окисления.


Классификация окислительно – восстановительных реакций.

  1. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным.

  2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно – восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными.

  3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми. Степень окисления этого элемента и повышается и понижается.

  4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента.


Составление уравнений.

Для составления уравнений окислительно – восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно – ионных полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронно – ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнений реакций:

  1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная).

  2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно – ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н+ и ОН-.

  3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия.

  4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления.

  5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов.

  6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления – восстановления, уравнивают их количества слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции.

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно – восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

  1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде.

  2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе окисления.

  3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов.

  4. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно – восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты.

  5. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции.


  1. Практическая часть.

Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Перманганат калия как окислитель в различных средах.

б) Ход эксперимента

В ячейки капельного планшета я внесла последовательно 3 капли 0, 1М раствора перманганата калия КMnО4. В первую ячейку я добавила каплю 1М раствора серной кислоты Н2SО4, во вторую – каплю дистиллированной воды, в третью – каплю 2М раствора едкого кали КОН.

в) Наблюдения.

Ничего не происходит. Раствор не меняет фиолетового окраса.

г) Уравнения реакции.


Случайные файлы

Файл
28114.rtf
17742.rtf
110317.rtf
TEXT.DOC
Типарь1.doc




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.