Химия все лабы (lab4-3)

Посмотреть архив целиком

МГТУ имени Н.Э.Баумана










Лабораторная работа №3

по химии.

«Окислительно-восстановительные реакции»













Выполнил: Тыжнов Евгений

Факультет: ГУИМЦ

Группа: УЦ 1-31


Дата выполнения: 24.09.2008

Дата сдачи: 01.10.2008







Москва

2008


1. Цель работы.

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


2. 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 IA 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: O2+, O2-, O22- , O3-, а также фторидов OxF2.

Важнейшие окислители.

Галогены (F, С/, Br, I, At), восстанавливаясь, приобретают степень окисления -1, причем от
фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают.

Кислород O2 восстанавливаясь, принимает степень окисления -2,

Азотная кислота HNO3 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 N2O N2 NR,



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 копия 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(ОН)2, а в щелочной до манганат-иона МnО42-.

  • 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 бескислородные анионы, такие как Cl-, Вг -, 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 диспропорщонирования 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 контрпропорциопиравания – 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.


3. Практическая часть.

Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Перманганат калия как окислитель в различных средах.

б) Ход эксперимента.

В ячейки капельного планшет я внесл последовательно 3 капли О, 1М раствора перманганата калия KMnO4. В первую ячейку я добавил каплю 1М раствора серной кислоты H2SO4, во вторую каплю дистиллированной воды, в третью каплю 2М раствора едкого кали КОН.

Опыт 2.

а) Название эксперимента.

Реакция конлрпропорционирования: взаимодействие соединений йода.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета я внес 1 каплю О, 1М раствора KJ. Затем добавит 1 каплю H2SO4.

Опыт 3.

а) Название эксперимента.

Пероксид водорода как окислитель и как восстановитель.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета я внес каплю 0, 1М раствора йодида калия KJ, затем добавил каплю 1М раствора серной кислоты H2SO4.

Опыт 4.

а) Название эксперимента. Окислительная активность галогенов.

б) Ход эксперимента.

Я налил в одну пробирку 2-3 капли раствора йодида калия KJ, а в другую 2-3 капли бромида калия КВг. С помощью капельной пипетки добавила туда несколько капель хлорной воды Сl*nН2О.


Случайные файлы

Файл
151233.rtf
10315.rtf
155158.rtf
29603.rtf
referat.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.