ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ



МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ
рОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего образования

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра общей химии

Отчёт по лабораторной работе №5

По дисциплине Химия элементов и их соединений

^{(наименование учебной дисциплины согласно учебному плану)}

Тема работы Исследование окислительно-восстановительных реакций

Выполнил: студент гр.

^{(шифр группы) (подпись) (Ф.И.О.)}

Дата:_________________

Проверил

руководитель работы:

^{(должность) (подпись) (Ф.И.О.)}

Санкт-Петербург

2022

Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных 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:

, 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 рассчитываются по правилу баланса зарядов: «сумма произведений степеней окисления атомов всех элементов на число этих атомов в соединении равна нулю, а во многоатомном ионе – заряду иона». Например, в дихромате калия K

---

₂Cr₂O₇ 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).
Опыт 1. Окислительные свойства пероксида водорода.

H₂O₂ + H₂SO₄ + 2KI  I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

Восстановление: 2O^-1 + 2e = 2O^-2

Окисление: 2I^-1 – 2e = I₂⁰



H₂O₂ + 2H⁺ + 2I^-  I₂+ 2H₂O

Наблюдается выпадение йода. При добавлении к содержимому пробирки крахмала раствор окрашивается в сине-фиолетовый цвет.
Опыт 3. Восстановительные свойства сульфидов.

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 5Na₂S  2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

Окисление: S^-2 – 2e = S⁰





2MnO₄^- + 16H⁺ +5S^2- = 2Mn²⁺ + 5S + 8H₂O

Результат проведения реакции: выпадение серы в осадок, обесцвечивание раствора.
Опыт 5. Восстановительные свойства сернистой кислоты.

I₂ + Na₂SO₃ + H₂O  Na₂SO₄ + 2HI

Восстановление: I₂⁰ + 2e = 2I^-1

Окисление: S⁺⁴ - 2e = S⁺⁶



I₂ + + 

Результат проведения реакции: обесцвечивание раствора.
Опыт 6. Окислительные свойства нитритов.

2KI + 2H₂SO₄ + 2NaNO₂  I₂ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2NO + 2H₂O

Восстановление: N⁺³ + e = N⁺²

Окисление: 2I^-1 – 2e = I₂⁰

---

2I^- +4H⁺ + 2NO₂^-  I₂ + 2NO + 2H₂O

Результат проведения реакции: Монооксид азота моментально реагирует с кислородом, что приводит к образованию диоксида азота с резким, неприятным запахом: 2NO + O₂ = 2NO₂

При добавлении крахмала раствор окрашивается в сине-фиолетовый цвет.
Опыт 7. Восстановительные свойства нитритов.

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5NaNO₂  5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

Окисление: N⁺³ – 2e = N⁺⁵





2MnO₄^- + 6H⁺ + 5NO₂^- = 2Mn²⁺ + 5NO₃^-+ 3H₂O

Результат проведения реакции: обесцвечивание раствора.
Опыт 8. Окислительные свойства дихромата калия.

1. K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃  Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + 4H₂O

Восстановление: 2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³

Окисление: S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶





Cr₂O₇^2- + 3SO₃^2- + 12H⁺ = 2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 4H₂O

Результат проведения реакции: окрашивание раствора в тёмно-зеленый цвет.

2. K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 3Na₂S  3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3Na₂SO₄ + 7H₂O

Восстановление: 2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³

Окисление: S^-2 – 2e = S⁰





Cr₂O₇^2- + 3S^2- + 14H⁺ = 3S+ 2Cr³⁺ + 7H₂O

Результат проведения реакции: помутнение раствора за счет выпадения серы, изменение цвета на бирюзовый

3. K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄  Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Восстановление: 2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr⁺³

Окисление: Fe⁺² – e = Fe⁺³

---

Cr₂O₇^2- + 6Fe²⁺ + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

Результат проведения реакции: окрашивание раствора в мутно-зеленоватый цвет.

Реакция, подтверждающая наличие ионов трехвалентного железа:

Fe₂(SO₄)₃ + NH₄CNS  2Fe[CNS]₃ + 3(NH₄)₂SO₄

Образуется растворимый комплекс яркого алого цвета.
Опыт 9. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.

А) 1. 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10KI  2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

Окисление: 2I^-1 – 2e = I₂⁰





2MnO₄^- + 16H⁺ +10I^- = 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O

Результат проведения реакции: раствор окрашивается в желтый цвет из-за выпадения йода в осадок.

2. 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃  2MnSO₄ + 5Na₂SO₄+ K₂SO₄ + 3H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

Окисление: S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶





2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2-= 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

Результат проведения реакции: раствор обесцветился.

3. 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄  2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃+ K₂SO₄ + 8H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

Окисление: Fe⁺² – e = Fe⁺³





2MnO₄^- + 16H⁺ +10Fe²⁺ = 2Mn²⁺ + 10Fe³⁺+ 8H₂O

Результат проведения реакции: раствор обесцветился.

Б) 1. 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O  2MnO₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Восстановление: Mn⁺⁷ + 3e = Mn⁺⁴

Окисление: S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶





2MnO₄^- +3SO₃^2- + H₂O = 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-

Результат проведения реакции: образование темно-коричневого осадка оксида марганца (IV).

2. 2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 2H₂O  5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

---

Восстановление: Mn⁺⁷ + 3e = Mn⁺⁴

Окисление: Mn⁺² – 2e = Mn⁺⁴





2MnO₄^- +3Mn²⁺ + 2H₂O = 5MnO₂ + 4H⁺

Результат проведения реакции: образование темно-коричневого осадка оксида марганца (IV).

В) 6KMnO₄ + 6KOH + KI = 6K₂MnO₄ + KIO₃ + 3H₂O

Восстановление: Mn⁺⁷ + e = Mn⁺⁶

Окисление: I^- – 6e = I⁺⁵





6MnO₄^- + 6OH^- + I^- = 6MnO₄^2- + IO₃^- + 3H₂O

Результат проведения реакции: окрашивание раствора в бирюзовый цвет.
Вывод: в ходе лабораторной работы были проведены окислительно-восстановительные реакции, что помогло ознакомиться с их продуктами, ходом реакций, и способствовало улучшению навыков составления ОВР.

---

Смотрите также файлы

• Какие принципы необходимо учитывать для построения командного взаимодействия.docx

• Практическая работа к разделу 2 Страна патриотизм Гостюшева Т. В внеурочное мероприятие на тему Символы России и малой родины.docx

• Эмоциональный интеллект и эмоциональная компетентность.docx

• Реферат по теме яды змей сбор, фармакологические свойства и препараты на их основе Исполнитель.docx

• Обязанности граждан по воинскому учету презентация.pptx