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
107363.rtf
179984.rtf
90475.rtf
37268.rtf
1680-1.rtf




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.