Контрольные задания

Подберите коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях реакций, укажите окислитель и восстановитель.

1. K2MnO4 + H2O = KMnO4 +MnO2 +KOH

2. PbS + H2O2 = PbSO4 + H2O

3. NaBrO3 +NaBr + H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + H2O

4. CuI +H2SO4 +KMnO4 = CuSO4 + I2 +MnSO4 +K2SO4 +H2O

5. CaH2+ H2O = Ca(OH)2 + H2

6. Na3[Cr(OH)6] + NaOH +PbO2 = Na2CrO4 +H2O + Na2[ Pb(OH)4]

7. Cr(NO3)3 = Cr2O3 + NO2 + O2

8. Fe2O3 + KNO3 + KOH = K2FeO4 + KNO2 +H2O

9. Cr2O3 + Na2CO3 + O2 = Na2CrO4 + CO2

10. Na2SO3 = Na2S + Na2SO4

11. Cr2O3 + NaNO3 + NaOH = Na2CrO4 + NaNO2 + H2O

12. K2Cr2O7 +H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O

13. Br2 + SO2 + H2O = HBr + H2SO4

14. H2S + H2SO3 = S + H2O

15. KMnO4 + NaNO2 + H2O = MnO2 + NaNO3 + KOH

16. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 = Na2SO4 + Br2 + H2O

17. As + Cl2 + H2O = H3AsO4 + HCl

18. K2Cr2O7 + HBr = Br2 + CrBr3 + KBr + H2O

19. KClO3 + HCl = KCl + Cl2 + H2O

20. FeCl2 + KClO3 + HCl = FeCl3 + KCl + H2O

21. Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH = Na2CrO4 + Na2SO4 + H2O

22. Mg + HNO3 = Mg(NO3)2 + N2 + H2O

23. KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O

24. Zn + H2SO4 = H2S + ZnSO4 + H2O

25. KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 = MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O

Лабораторная работа № 10

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О.) может быть положительной, нулевой и отрицательной.

При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:

1. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH₂ - она равна -1 и т.д.) проявляет степень окисления +1.

2. Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H₂O₂, BaO₂ и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF₂ – она равна +2) обладает степенью окисления -2.

3. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: H^o₂, O ^o₂, Fe^o, Zn^o и др.

4. При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H₂SO₄. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H₂SO^-2₄. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:

(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.

Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO^2-₄:

х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны, называется восстановителем.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.

В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H⁺, Hg⁺², Zn⁺² и т.д.) и входят в состав сложных ионов: S⁶⁺ - в виде SO^2-₄, N⁺⁵ в ионе NO^-₃, Mn ⁺⁷ – в ионе MnO^-₄ и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами обладают ионы типа (Сl^- , Br^-, I^-, Se^-2, Te^-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N^-3 в NH^-₃, O^2- в H₂O, S^-2 в H₂S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N⁺³ – в HNO²₂; N⁺²₂ – в NO; N⁺ - в N₂O; N^o – в N₂; N^-3 – в NH₄OH; S⁺⁴ – в SO₂; S⁺² – в SO; S^o – в S₂.

Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂Cr₂O₇, O₂, O₃, H₂O₂, H₂SO₄ (конц.), HNO₃, Ag₂O, PbO₂, ионы Au⁺³, Ag⁺, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.

Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H₂S, SO₂, H₂SO₃, HI, HBr, HCl, SnCl₂, FeSO₄, MnSO₄, NH₃, NO, альдегиды, спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионно-электронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO^4- в кислой среде восстанавливается до Mn⁺² (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до MnO₂ (бурый осадок), а в щелочной – до MnO^-2₄ (зеленый осадок).

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:

Е = φ_ок. – φ_восст.

где φ_{ок .} – потенциал окислителя

φ_{восст .} – потенциал восстановителя

Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования К₂Сr₂О₇ в качестве окислителя определим ЭДС следующих гальванических элементов:

F₂ F Cr₂O^-2₇ Cr⁺³; E = 1,36 - 2,85 = -1,49 В Е < 0

Cl₂ Cl^- CrO^-2₇ Cr⁺³ ; E = 1,36 - 1,36 = 0 В Е = 0

Br₂ Br^- Сr₂O^-2₇ Cr⁺³ ; E = 1,36 - 1,07 = 0,29 В Е > 0

I₂ I Сr₂O^-2₇ Cr⁺³; E = 1, 36 – 0,53 = 0,83 В Е > 0

Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

2Brֿ - 2eˉ = Br₂; 2Iֿ - 2eˉ = I₂

ПРИМЕР 1.

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KMnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH₃, H₂S – только восстановители; HNO₃, H2SO₄, KMnO₄ - только окислители; HNO₃, H₂SO₃, MnO₂ – окислители и восстановители.

ПРИМЕР 2.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SO₃; в) H₂SO₃ и HСlO₄?

Решение: а) степень окисления в H₂S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H₂S n (S) = -2 (низшая); в H₂SO₃ n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ является окислителем;

в) в H₂SO₃ n (S) = +4 (промежуточная); в HСlO₄ n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H₂SO₃ в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

ПРИМЕР 3.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ ⇄ S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.

H₂S^-2+ KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ ⇄ S⁰ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Дата добавления: 2015-07-18