Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Окислительно-восстановительные реакции

Масса растворенного в 1 л вещества не зависит от способа выражения концентрации | ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ | Опыт 1. Определение общей жёсткости пробы воды | Опыт 2. Определение карбонатной жесткости пробы воды | Диссоциация воды | Диссоциация электролитов | Гидролиз солей | Опыт 1. Определение количественных характеристик диссоциации растворов кислот и оснований. | Опыт 2. Определение количественных характеристик гидролиза | КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ |


Читайте также:
  1. IV. По характеру ответной реакции, в зависимости от того, какие органы в ней участвуют
  2. Американские боевики. Феномен обратной реакции
  3. Анализ реакции на поведение ребенка
  4. Анализ эстетической реакции
  5. В. Исторические реакции на вопрос греха
  6. Влияние концентрации на скорость химической реакции
  7. Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.

Цель работы: изучение окислительно-восстановительных реакций.

Теоретическая часть

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов.

Степень окисления – это заряд иона элемента, вычисленный из предположения, что соединение состоит не из атомов, а из ионов. Степень окисления рассчитывают исходя из электронейтральности молекул по известным степеням окисления входящих в молекулу атомов.

Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом элемента со знаком «+» или «–» перед цифрой. Для того, чтобы рассчитать степень окисления любой частицы, необходимо пользоваться следующими правилами:

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: F2, О3 и т.д.

2. Степень окисления «+1» во всех соединениях имеют щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs и водород, за исключением гидридов активных металлов, у которых степень окисления водорода равна «–1».

3. Степень окисления «+2» во всех соединениях имеют металлы, расположенные в группе II А периодической системы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba.

4. Алюминий во всех соединениях имеет степень окисления «+3».

5. Степень окисления «–1» имеют неметаллы, расположенные в группе

VII А: F, Cl, Br, I в бескислородных кислотах и их солях.

6. Кислород имеет степень окисления «–2» во всех соединениях, кроме пероксидов, у которых степень окисления кислорода равна «–1».

7. Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.

Руководствуясь этими правилами, можно рассчитать степень окисления (Х) любой частицы. Например, рассчитаем степень окисления атома азота в НNO3:

+1 Х –2

НNO3

+1+ Х+ ( –2) 3 = 0.

Степень окисления азота Х = +5

Не следует путать понятия «валентность» и «степень окисления». Так, в N2, NН3, N2Н4 валентность азота равна трем, так как азот образует три ковалентные связи, а степень окисления различна:

0 –3 –2

N23 N2Н4

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

Al – 3ē → Al3+; H2 – 2 ē → H+; 2Cl –2ē → Cl2

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

S + 2ē → S2–; Cl2 +2ē → 2Cl ; Fe3+ + ē → Fe 2+

Атомы, молекулы, ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, в реакции они окисляются. Степень окисления повышается.

Атомы, молекулы, ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, в реакции они восстанавливаются. Степень окисления понижается.

Основные окислители – это вещества, элементы которых находятся в максимальной степени окисления. Они могут только принимать электроны:

+7 +6 +6 +5 +7 0 0

KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3, HClO4, O2, F2.

Основные восстановители – это вещества, элементы которых находятся в минимальной степени окисления. Они могут только отдавать электроны:

–1 –1 –1 –3 –2

HCl, HBr, HI, NH3, H2S

И окислители, и восстановители – это вещества, элементы которых находятся в промежуточной степени окисления. С сильными окислителями они восстановители, с сильными восстановителями они окислители:

+2 +4 +3 –1

FeSO4, Na2SO3, HNO2, H2O2

Определение эквивалентов окислителя и восстановителя осуществляется путем деления молярной массы окислителя (восстановителя) на число принятых (отданных) электронов.

Экспериментальная часть

Проведите опыты, указанные преподавателем, результаты занесите в таблицу.

Составьте следующие уравнения реакций, рассчитайте эквивалент окислителя и восстановителя:

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия:

а) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

 

б) KMnO4 + Na2SO3 + H2O →

 

 

 

в)KMnO4 + Na2SO3 + KOH →

 

г)K2MnO4 + K2MnO4 + H2O →

 

 

Опыт 2. Окислительные свойства дихромата и хромата калия:

 

а) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4

 

б) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4

 

в) K2CrO4 + H2O2

 

Опыт 3. Окислительные свойства азотной кислоты:

а) Cu + HNO3(конц.)

 

б) Cu + HNO3(разб.)

 

 

Опыт 4. Реакции с веществами, проявляющими как окислительные, так и восстановительные свойства:

а) Перекись водорода, как восстановитель:

 

KMnO4 + H2O2 + H2SO4

 

б) Перекись водорода как окислитель:

 

H2O2 + KI + НCl →

 

 

Опыт 5. Реакции сульфата хрома (III):

Cr2 (SO4)3 + H2O2 + KOH →

Опыт 6. Реакция горения дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7

 

№ опыта Уравнение реакции Признаки реакции
  KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  
  KMnO4 + Na2SO3+ H2O →  
  KMnO4 + Na2SO3 + KOH →  
  K2MnO4 + K2MnO4 + H2O →  
  K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4  
  K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4  
  K2CrO4 + H2O2 + (KOH) →  
  Cr2 (SO4)3 + H2O2 + KOH →  
  Mg + HCl →  
  Cu + HNO3 (конц.)  
  Cu + HNO3 (разб.)  
  CuSO4 + Fe →  
  H2O2 + KI + НCl →  
  KMnO4 + H2O2 + H2SO4  
  (NH4)2Cr2O7  
     

 

Зачет ________________


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 122 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ| ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯ

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.01 сек.)