Цель работы:


Ознакомиться с процессами окисления и восстановления, составить уравнения химических реакций и подобрать коэффициенты к ним различными методами.


I. Теоретическая часть.

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим.

Согласно предложенной В.Л.Писсаржевским (1874 - 1938 годы) терминологии, окислением называется процесс, связанный с потерей электронов; восстановлением – процесс связанный с приобретением электронов.

Образование сульфида железа из простых веществ – железа и серы, т.е. Fe+S=FeS -простейший пример окислительно-восстановительной реакции.

Атом железа, теряя два электрона, окисляется, превращаясь в положительный двухзарядный ион Fe2+: Fe-2e=Fe2+ (процесс окисления), а атом серы, принимая два электрона, восстанавливается и становится отрицательным двухзарядным ионом S2-: S+2e=S2+ (процесс восстановления).

Вещества, атомы или ионы которых принимают электроны, называются окислителями; вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, -восстановителями.

Окислившееся железо выполняло в данной реакции функцию восстановителя, а восстановившаяся сера – функцию окислителя.

Таким образом, окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.


Наиболее часто употребляумые окислители:

  1. Галогены и их кислородные соединения;

  2. Азотная кислота и ее соли;

  3. Соли марганцевой и хромовой кислот;

  4. Пероксиды (если в растворе нет другого более сильного окислителя).


Наиболее часто употребляемые восстановители:

  1. Свободные металлы;

  2. Сероводородная кислота и ее соли;

  3. Водород;

  4. Углерод;

  5. Монооксид углерода;



Степенью окисления (или окислительным числом) называется заряд атома или иона элемента, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле окислителя и восстановителя являются ионными. Эта величина носит формальный характер в большинстве случаев её значение далеко от истинных значений зарядов атомов.


Методы вычисления коэффициентов окислительно-восстановительной реакции:

Составление схем перехода электронов на основе изменения степеней окисления атомов или ионов.


Для составления схемы переходов электронов в окислительно-восстановительных реакций следует руководствоваться тем, что число электронов, принимаемое окислителем или отдаваемое восстановителем, можно определить для каждого из них как алгебраическую разность между большой и меньшей степенью окисления.

Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций определяется на основании подсчета отданных и принятых электронов: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.


Метод электронно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций.


При составлении электронно-ионных схем следует учитывать изменение не только заряда иона, но и (весьма часто) их состава, например, при окислении нитрит-иона в нитрат-ион (NO2-→NO3-) или при восстановлении перманганат-иона по схеме (Mn04-→Mn2+) и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в растворе ионов H+ и OH-.Отсюда следует, что во взаимодействие с ионами или молекулами окислителя и восстановителя могут вступать или, наоборот, быть продуктами реакции:


  1. В кислой среде – молекулы воды и ионы H+;

  2. В щелочной среде - молекулы воды и ионы OH-;

  3. В нейтральной среде - молекулы воды и ионы H+ и OH-;


При выводе молекулярно-ионных уравнений окислительно-востановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для уравнений реакций обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и летучие соединения следует писать в виде молекул.


Алгебраический метод расчета коэффициентов в уравнениях химических реакций.

Метод основан на составлении балансов отдельных элементов в составе различных молекул, участвующих в реакции. Метод применим как для расчетов окислительно-восстановительных реакций, так и для реакций, не сопровождающихся передачей электронов, например, для реакций с участием органических веществ и др.

При составлении балансов следует использовать следующее правило знаков: начальные вещества записываются со знаком минус, конечные - со знаком плюс.


II. Практическая часть.


Опыт I. Перманганат калия как окислитель в кислой среде.


Опыт:

Результат:

В пробирку налили 3 мл раствора KMnO4

KMnO4-раствор фиолетового цвета

Подкислили двумя миллиграммами раствора H2SO4 и добавили раствор Na2So3.

Бесцветный раствор


+7 +4 +2 +6

2KMNnO4+5Na2SO3+3H2SO4→2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O

2K++2(MnO4)-+10Na++5SO32-+6H++3SO42-→2Mn2++2SO42-+5SO42-+10Na++SO42-+2K++H2O

7+ 4+ 6+

2(MnO4)-+5SO32-+6H+→2Mn2++5SO42-+3H2O

Mn+7+5e→Mn+2 │2

S+4—2e→S+6 │5


Вывод: В результате реакции образуются вода и новые растворимые в воде соли. Раствор из фиолетового становится бесцветным.



Опыт II. Перманганат калия как окислитель в нейтральной среде.


Опыт:

Результат:

В пробирку налили 3 мл раствора KmnO4

KMnO4-раствор фиолетового цвета

Разбавили водой вдвое и добавили 2 мл раствора H2SO3.

Фиолетовая окраска исчезла, и появился бурый осадок MnO(OH)2.

(Mn+7 восстанавливается в нейтральной среде до Mn+4)

+7 +4 +4 +6

2KMnO4+3Na2SO3+3H2O→2MnO(OH)2↓+2KOH+3Na2SO4

7+ 4+ 4+ 6+

2K++2(MnO4)-+6Na++3(SO3)2-+3H-+3OH-→2MnO(OH)2↓+2K++3OH-+6Na++3(SO4)2+

7+ 4+ 6+

2(MnO4)-+3(SO3)2-+3H-+3OH-→2MnO(OH)2↓+3(SO4)2+


Mn+7+3e→Mn+3 │2

S+4-2e→S+6 │3


Вывод: В результате реакции образуется бурый осадок MnO(OH)2,щелочь и новая растворимая в воде соль. Цвет раствора из фиолетового переходит в прозрачный.


Опыт III. Перманганат калия как окислитель в сильно щелочной среде.


Опыт:

Результат:

В пробирку налили 2 мл раствора KMnO4

KMnO4-раствор фиолетового цвета

Добавили 5 мл раствора KOH и раствор H2SO3

Фиолетовая окраска сменилась темно-зеленой.( Mn+7 восстанавливается до Mn+6,который существует в составе аниона зеленого цвета)

+7 +4 +6 +6

2KMnO4+2KOH+Na2SO3→2K2MnO4+Na2SO4+H20

7 + 6+ 6+

2K++2(MnO4)-+2K++2OH-+2Na++SO32-→4K++2(MnO4)2-+2Na++SO42-+H20

7+ 6+ 6+

2(MnO4)-+2OH-+SO32-→2(MnO4)2-+SO42-+H20

Mn+7+e→Mn+6 │2

S+4-2e→ S+6 │1

Вывод: В результате реакции раствор из фиолетового превращается в тёмно-зеленый.



Опыт IV.Реакция самоокисления и самовосстановления (диспропорционирования) йода.


Опыт:

Результат:

В пробирку налили по 1 мл раствора KI и KIO3

KI и KIO3бесцветные растворы

Подкислили раствором HCl

Раствор стал оранжевого цвета.

В полученный раствор добавили раствор крахмала

Раствор стал темно-синего цвета образовался свободный I2

-1 +5 0

5KI+KIO3+6HCl→3I2+6KCl+3H2O

5K++5I-+K++(IO3)-+6H++6Cl-→3I20+6K++6Cl++3H2O

6H++5I-(IO3)-→3I20+3H2O

I+5+5e→I0 │1

I-1-e→ I0 │5

Вывод: В результате реакции раствор из бесцветного, при добавлении соляной кислоты, стал оранжевым. При дальнейшем добавлении раствора крахмала цвет изменился на темно-синий (качественная реакция на йод).


Опыт V.Перекись водорода как окислитель.


Опыт:

Результат:

В пробирку налили 3 мл раствора KI и подкислили раствором H2SO4

KI–бесцветный раствор

Добавили H2O2 в полученный раствор

Раствор стал светло-красного цвета

В полученный раствор добавили крахмал

Раствор стал темно-синего цвета

-1 0

H2O2+2Kl+H2SO4→I2+K2SO4+2H2O

2H++2O-+2K++2I-+2H++SO42-→2I20+2K++SO42-+2H2O

4H++2O-+2I-→2I20+2H2O

2O-1+2e→O-2 │1

2I-1-2e →2I0 │1

Вывод: Бесцветный раствор KI при добавлении перекиси водорода и серной кислоты становится светло-красным; при дальнейшем добавлении раствора крахмала раствор становится тёмно-синим, что указывает на появление свободного йода ( качественная реакция на йод).



Опыт VI. Перекись водорода как восстановитель.



Опыт:

Результат:

В пробирку налили 2 мл раствора KMnO4

KMnO4-раствор фиолетового цвета

Подкислили двумя миллиграммами раствора H2SO4 и добавили раствор H2O2.

Бесцветный раствор и выделяющиеся из него пузырьки кислорода


Случайные файлы

Файл
11413.rtf
100250.rtf
111943.rtf
143862.rtf
132585.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.