Файл: Методические указания к лабораторным работам для студентов всех направлений.docx

Лабораторная работа № 4. Исследование окислительно-восстановительных реакций

Цель работы: познакомиться с наиболее распространёнными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия и научиться составлять уравнения окислительно-востановительных реакций.

Общие сведения

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления – это гипотетический заряд, который имели бы атомы данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.

Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая отрицательная степень окисления для p-элементов 4 – 7 групп Периодической системы Д. И. Менделеева равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающийся np-подуровень: z_min = N – 8, где N – номер группы. Например, у серы высшая степень окисления равна 6, а низшая: 6 – 8 = −2. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления: фтор −1; щелочные металлы +1; щелочноземельные металлы +2; кислород −2 (кроме пероксидов, в которых степень окисления кислорода −1, и некоторых других соединений); водород +1 (кроме гидридов).

Степени окисления других элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «сумма произведений степеней окисления атомов всех элементов на число этих атомов в соединении равна нулю, а в многоатомном ионе – заряду иона».

Например, в дихромате калия K₂Cr₂O₇ согласно правилу баланса зарядов 2z(K) + 2z(Cr) + 7z(O) = 0, следовательно, подставив z(K) = 1 и z(O) = −2, получаем z(Cr) = +6; в перманганат-ионе z(Mn) + 4z(O) = −1, следовательно, z(Mn) = +7.

Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Элемент-окислитель при окислительно-восстановительной реакции восстанавливается (принимает электроны на валентную оболочку), а восстановитель окисляется (отдает электроны).

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие. Возьмем в качестве примера восстановление перманганата нитритом калия в нейтральной среде:

---

KMnO₄ + KNO₂ + H₂O = 

Определяют степени окисления переменновалентных элементов, окислитель и восстановитель. Калий, кислород и водород имеют постоянные значения степеней окисления, указанные выше. По балансам зарядов вычисляем z_Mn = +7, z_N = +3. Поскольку марганец в высшей степени окисления, равной номеру группы, он является окислителем. Азот может повысить степень окисления до номера группы +5, поэтому он является восстановителем.

Составляют ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду и ионы: H⁺ в кислой среде или ОН^ в щелочной среде.

Восстановление: .

Окисление: .

Приводят число электронов к наименьшему общему кратному, в примере к 6. Для этого уравнения полуреакций домножают на соответствующие коэффициенты, в примере на 2 и 3. Суммируют уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях и учитывая нейтрализацию Н⁺ + ОН^ = Н₂О. В результате получают ионное уравнение реакции:

.

Составляют молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH.

Глубина восстановления перманганата зависит от кислотности среды. В кислой среде перманганат восстанавливается до степени окисления +2 согласно полуреакции:

.

В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н⁺, восстановление идет до MnO₂ по приведенной в примере полуреакции. В щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования Mn(6+) в форме манганат-иона . Уравнение полуреакции:

.

От кислотности среды зависит также состояние в растворе хрома (VI) вследствие протекания реакций:

---

.

Cогласно принципу Ле-Шателье, в кислой среде, при избытке ионов Н⁺, равновесие смещается влево, и хром находится в растворе в форме оранжевого дихромата. В щелочной среде, когда ионы Н⁺ в недостатке, равновесие смещено вправо, и хром переходит в форму желтого хромата. Окислительная способность хрома (VI) выше в кислой среде. Дихромат – сильный окислитель, восстанавливающийся по полуреакции:

.

Хромат – слабый окислитель, поэтому хром (VI) получают обычно окислением хрома (3+) в щелочной среде по полуреакции:

.

Оборудование и реактивы

В лаборатории: пробирки − 5 шт.; перекись во­дорода − концентрированный раствор; СС1₄; крахмал, сульфит на­трия, нитрит натрия, хлорид олова (II), хлорид олова (IV), сульфат железа (II), гексацианоферрат (III) калия − растворы концентрацией 5 %; медь металлическая, сера − порошок, уголь, оксид свинца (IV) − порошок, оксид марганца (IV). В штативе: иодид калия, бромид калия, перманганат калия, хлорид бария, нитрат калия, сульфат хрома (III), бихромат калия, сульфат марганца (II), роданид аммония, гидроксид натрия, гидро­ксид калия, йод − растворы концентрацией 5 %.

В вытяжном шкафу: серная кислота − 2 н. раствор, серная кислота − раствор концентрацией 20 %, соляная кислота − раствор концентрацией 15%, соляная кислота − концентрированный рас­твор, азотная кислота − 15 % раствор, азотная кислота − концентри­рованный раствор, хлорная вода, бромная вода, сероводород − рас­твор, сульфид натрия − раствор концентрацией 5 %, сернистая ки­слота.

Выполнение работы

Опыт 1. Окислительные свойства пероксида водорода. Налить в пробирку 3−4 капли раствора пероксида водорода, добавить 2−3 капли 2 н. раствора серной кислоты и столько же раствора иодида калия. Что наблюдается? К содержимому пробирки добавить крахмал. Обратить внимание на окраску раствора.

Опыт 2. Восстановительные свойства галогенидов. К 3-4 каплям раствора иодида калия добавить 3-4 капли СС1₄ и 2-3 капли бромной воды. Четыреххлористый углерод является экстрагентом йода. Обратить внимание на окраску органической фазы.

---

Опыт 3. Восстановительные свойства сульфидов. Налить в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия, 2-3 капли 2 н. серной кислоты и насыщенную сероводородную воду (или раствор сульфида натрия) до обесцвечивания раствора. Определить продук­ты реакции.

Опыт 4. Окислительные свойства сернистой кислоты.

Налить в пробирку 3-4 капли раствора сернистой кислоты (или по 3-4 капли раствора сульфита натрия и 2 н. серной кислоты) и столь­ко же насыщенной сероводородной воды (или раствора сульфида натрия). Определить, какой продукт образовался в результате реак­ции.

Опыт 5. Восстановительные свойства сернистой кисло­ты. К нескольким каплям разбавленного раствора йода прилить 4-5 капель раствора сернистой кислоты (или по 4-5 капель 2 н. серной кислоты и раствора сульфита натрия). Отметить изменение окраски раствора.

Опыт 6. Окислительные свойства нитритов. К подкис­ленному 2 н. серной кислотой раствору йодида калия добавить не­сколько капель раствора нитрита натрия. К смеси добавить 2-3 кап­ли раствора крахмала, который служит индикатором йода. Объяс­нить изменение окраски раствора. Обратить внимание на запах вы­деляющегося газа - оксида азота (II).

Опыт 7. Восстановительные свойства нитритов. К не­скольким каплям подкисленного серной кислотой раствора перман­ганата калия добавить несколько капель раствора нитрита натрия до полного обесцвечивания раствора.

Опыт 8. Окислительные свойства дихромата калия. В три пробирки налить по 8-10 капель раствора дихромата калия и подкислить его несколькими каплями раствора серной кислоты кон­центрацией 20 %. В первую пробирку добавить раствор сульфита натрия до перехода окраски раствора в зеленую. Во вторую пробир­ку прилить несколько капель раствора сульфида натрия и отметить помутнение раствора за счет выпадения серы. В третью пробирку добавить раствор сульфата железа (II). Обратить внимание на изме­нение окраски раствора, убедиться в образовании ионов Fe³+ с по­мощью качественной реакции с роданидом аммония, при добавле­нии которого должен образоваться растворимый комплекс красного цвета

---

Опыт 9. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.

А. Кислая среда. В три пробирки налить по 1 капле раствора перманганата калия и добавить по 2 – 3 капли 2 н. раствора серной кислоты. В первую пробирку добавить 5 капель раствора иодида калия, во вторую – столько же раствора сульфита натрия, в третью –столько же раствора сульфата железа (II).

Б. Нейтральная среда. В две пробирки налить по 1 капле раствора перманганата калия; в первую пробирку добавить 3 капли раствора сульфита натрия, во вторую – раствора сульфата марганца (II).

В. Сильнощелочная среда. В пробирку налить 1 каплю раствора перманганата калия, 2 – 2,5 мл воды, 4 капли концентрированного (из вытяжного шкафа!) раствора щёлочи. Перемешать полученный раствор и добавить к нему 1 каплю раствора иодида калия.

Примечание. В условиях сильнощелочной среды иодид-ион окисляется не до I₂, а до бесцветного иодат-иона IO₃^-.

Отметить изменение окраски растворов во всех пробирках.

Содержание протокола лабораторной работы

Указать результаты проведения реакций (изменение цвета, выпадение/растворение осадка и т. д.).

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, уравненные методом полуреакций или методом баланса электронов (по указанию преподавателя) и результаты проведения реакций.

Контрольные вопросы

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

2. В каком случае элемент является окислителем?

3. В каком случае элемент является восстановителем?

4. Что такое степень окисления?

5. Чему равна максимальная степень окисления элемента?

6. Как определить минимальную степень окисления элемента?

7. Как определить степень окисления соединения в соединении?

8. Как зависит состав продуктов восстановления перманганата калия в зависимости от рН среды?

9. Как зависит состав продуктов восстановления хрома (VI) от рН среды?

10. В какой степени окисления элементы обладают окислительно-восстановительной двойственностью?

---