Теоретическая часть. Технологический институт

Технологический институт

Федерального государственного образовательного учреждения

Высшего профессионального образования

«Южный федеральный университет»

ФАКУЛЬТЕТ ЕСТЕСТВЕННО-НАУЧНОГО И ГУМАНИТАРНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

Кафедра химии и экологии

ОТЧЕТ ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ № 2

на тему:

"Окислительно-восстановительные реакции"

Выполнил: студент группы Э-50

o Ивонин Михаил

o Шипулин Илья

o Шумов Александр

Проверила:

Е. А. Марьева

Таганрог 2012 год

Оглавление

Цель работы.. 3

Теоретическая часть. 3

Экспериментальная часть. 5

Опыт 1. Окислительные свойства йодата. 5

Опыт 2. Окисление Sn⁺² до Sn⁺⁴. 6

Опыт 3. Окислительные свойства азотной кислоты.. 7

Опыт 4. Восстановительные свойства соляной кислоты.. 8

Опыт 5. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах. 8

Опыт 6. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода. 9

Опыт 7. Окислительно-восстановительные свойства соединений йода. 10

Вывод о проделанной работе. 10

Цель работы

Изучение окислительно-восстановительной активности различных соединений. Определение содержания вещества в растворе с использованием окислительно-восстановительных реакций.

Теоретическая часть

Реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов, участвующих в них, называют окислительно-восстановительными.

Степенью окисления называется относительный заряд атома элемента, измеряемый количеством частично или полностью отданных (принятых) электронов. Изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций обусловлено полным или частичным переходом электронов от атома одного элемента к атомам другого элемента.

Вещества, атомы, ионы, которые принимают электроны и понижающие свою степень окисления, называются окислителями. Вещества, атомы, ионы, которые отдают электроны и повышающие свою степень окисления, называются восстановителями.

Процесс принятия электронов называется восстановлением, а процесс отдачи электронов – окислением.

Некоторые вещества имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов.

Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют. Свойства сложных веществ обусловлены в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т.е. участвовать в процессе восстановления. Данное вещество может выступать только в роли окислителя.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т.е. участвовать в процессе окисления. Данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления, что зависит от второго участника.

Важнейшими окислителями являются:

· простые вещества, образованные активными неметаллами, атомы которых имеют на внешнем уровне 7 или 6 электронов и обладает высоким сродством к электрону: F₂, O₂, O₃, Cl₂, Br₂;

· сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления – перманганат калия KMnO₄, хроматы и дихроматы (например, дихромат калия K₂Cr₂O₇), азотная кислота HNO₃ и ее соли – нитраты, концентрированная серная кислота H₂SO₄, оксид свинца (IV) PbO₂, хлорная кислота HClO₄ и ее соли – перхлораты и др.

Важнейшими восстановителями являются:

· простые вещества, у которых атомы имеют на внешнем уровне от одного до трех электронов и обладают низкой энергией ионизации. Все металлы, но наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочно-земельные металлы, магний, алюминий, цинк, а также водород H₂ (в подавляющем большинстве реакций проявляет восстановительную активность);

· сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления – метан CH₄, силан SiH₄, аммиак NH₃, фосфин PH₃, нитриды и фосфиды металлов (например, Na₃N, Ca₃P₂), сероводород H₂S и сульфиды металлов, галогеноводороды HI, HBr, HCl и галогениды металлов, гидриды металлов (например, NaH, CaH₂) и др.

Окислители-восстановители:

· простые вещества, атомы которых способны как принимать электроны от менее электроотрицательных атомов, так и отдавать электроны более электроотрицательным атомам – С, Si (восстановительная функция преобладает), S, P;

· соединения, содержащие атомы элементов в промежуточной степени окисления – H₂O₂, HNO₂, SO₂, Na₂SO₃, NaNO₂, CO.

Классификация окислительно-восстановительных реакций основывается на том, где расположены атомы окислителя и восстановителя, т.е. в состав каких молекул они входят. Все окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три основных класса.

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул разных веществ.

Pеакции внутримолекулярного окисления-восстановления. К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одной молекулы.

Реакции самоокисления-самовосстановления (peaкции диспропорционирования). К реакциям данного типа относятся такие реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же атом (ион).

Для нахождения стехиометрических коэффициентов окислительно-восстановительных реакций используют методы электронного или электронно-ионного баланса. В методе электронного баланса рассматривают полуреакции окисления и восстановления с участием атомов, находящихся в определенных степенях окисления. В методе электронно-ионного баланса (методе полуреакций) рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления вещества записывают в том виде, в котором они действительно находятся в растворе. Сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты или нерастворимые вещества – молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов водорода и кислорода используют молекулы H₂O и ионы H⁺ (в кислой среде) или OH^- (в щелочной среде). Метод полуреакций применим только к окислительно-восстановительным реакциям в растворах.

Экспериментальная часть

Приборы и реактивы:

- спиртовка;

- алюминий (стружка);

- медь (стружка);

- штатив с микропробирками: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, Na₂SO₃, MnO₂;

- растворы: йодной воды, крахмала, серной кислоты (2 Н), азотной кислоты (2 н), пероксида водорода (3%), перманганата калия (.1 Н), иодида и йодата калия (.1 Н), соляной кислоты (конц.), гидрооксида натрия (2 М), сульфида натрия (1 Н), роданида аммония (.02 Н), сульфата хрома (III) (.5 н), хлорида железа (III) (.5 н), хлорида олова (II) (1 Н);

Ключевые слова:

- йодноватая кислота (HIO₃);

- роданистоводородная кислота (HNCS);

- цианистоводородная кислота (HCN);

- марганцовая кислота (HMnO₄);

Дата добавления: 2015-07-18