2. Беседа по теме занятия.
Степень окисления (С.Т.) - условный полный электрический заряд, который приписывается атомам в молекуле в предположении, что все связывающие их электронные пары сместятся к более электроотрицательному элементу. Т.е. предполагается, что связи между атомами будут ионными. Например, перекись водорода
Изменение С.Т. элементов в ходе реакции соответствует условному или реальному процессу отдачи или приема электронов в двух синхронно протекающих полуреакциях окисления и восстановления.
Окислитель (Ох) –исходное вещество, содержащее в своем составе атомы, которые понижают свою С.Т., что соответствует процессу присоединения электронов в полуреакции восстановления, где Ох переходит в свою полувосстановленную форму Red:
Ox + n e → Red Red – n e → Ox
Потенциальные окислители – вещества с атомами в высших положительных С.Т. Потенциальные восстановители – атомы с низшими отрицательными степенями окисления. Вещества, проявляющие ОВ-двойственность содержат атомы в промежуточных степенях окисления.
Для уравнивания ОВР применяют 2 метода: - электронный баланс (его можно использовать в любых случаях, а для реакций в газовых и твердых фазах он единственный); - электронно-ионный баланс – для реакций в растворах.
Электронный баланс:
а) получение белого фосфора из фосфорита:
2 Cа3(РО4)2 (тв) + 10 С (уголь) + 6 SiO2 (тв) → 6 CaSiO3 (тв) + 10 СО↑ + Р4↑
б) елочная хлопушка:
При составлении электронно-ионного баланса для реакций в растворе существуют следующие правила:
1. Обе полуреакции составляют на основе реально существующих в растворе частиц – ионов (для сильных электролитов), - молекул (для газов, твердых веществ, неэлектролитов и слабых электролитов).
2. Баланс по атомам Н и О устанавливают:
а) в кислой среде через Н+ и Н2О; б) в щелочной среде через ОН- и Н2О;
в) в нейтральной среде через Н2О, Н+, ОН-.
3. Полуреакции составлены правильно, если:
а) установлен баланс по атомам каждого вида слева и справа;
б) установлен баланс по зарядам слева и справа (определяют суммарный заряд справа, а затем слева подгоняют под него за счет ± ne.
4. Для полуреакций определяют числовые множители, чтобы число принятых и отданных электронов было равно. С их учетом производят суммирование полуреакций, приводят подобные слагаемые и получают уравнение в сокращенном ионном виде.
5. К правой и левой частям добавляют соответствующие противоионы и получают молекулярное уравнение.
Пример 1. Al + HNO3 (разб.) → Al(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
8 Al + 30 HNO3 (разб.) → 8 Al(NO3)3 + 3 NH4NO3 + 9 H2O
Пример 2. Al + КNO3 + КОН + Н2О → K[Al(OH)4] + NH3↑
8 Al + 3 КNO3 + 5 КОН + 18 Н2О → 8 K[Al(OH)4] + 3 NH3
Пример 3. C6H12O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
C6H12O6 + 4 K2Cr2O7 + 16 H2SO4 → 6 CO2 + 4 Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 22 H2O
Окислительные свойства перманганата калия зависят от характера среды:
Перманганат-ион MnO4- в сильнокислых растворах окисляет многие вещества, восстанавливаясь при этом до иона двухвалентного марганца:
MnO-4 + 8Н+ + 5е = Mn2+ + 4Н2О
В связи с высоким значением восстановительного потенциала (φ0 = 1,551 В) его можно применять для титрования почти всех веществ, способных окисляться.
Основным условием титрования перманганатом является высокая кислотность среды; количество кислоты, необходимое для определения, нельзя рассчитывать по уравнению реакции. Необходимо, чтобы раствор был приблизительно 1н по кислоте, иначе в конце титрования, вследствие расхода кислоты на реакцию, концентрация водородных ионов сильно уменьшается, что приводит к понижению потенциала, а также к протеканию побочного процесса выделения осадка MnO2.
Чаще всего для подкисления применяют серную кислоту. Соляная кислота менее пригодна для этой цели, т.к. при этом возможно окисление ионов хлора перманганатом или различными промежуточными оксидами. Азотная кислота сама является сильным окислителем и может вызвать побочные процессы.
При титровании перманганатом обычно не применяют индикатор, т.к. собственная окраска раствора реагента достаточно интенсивна. Точку конца титрования устанавливают по появлению окраски при добавлении одной избыточной капли титранта к аликвоте исследуемого раствора.
Марганцевокислый калий не обладает абсолютно свойствами исходного вещества, соль часто содержит незначительные количества различных примесей, главной из которых является MnO2. Концентрация растворов KMnO4 некоторое время после приготовления медленно изменяется вследствие ряда причин. Вследствие этого раствор KMnO4 точно заданной концентрации не готовят непосредственно по точной навеске вещества; нормальную концентрацию устанавливают по какому-либо другому веществу – вторичному стандарту.
Хранят растворы KMnO4 в темной стеклянной посуде, защищенной от попадания пыли.