Лабораторная работа № 7 окислительно-востановительные реакции

Цель работы: составление окислительно-восстановительных реакций, определение направленности процесса.

1 Теоретическая часть

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Восстановитель – это элемент, который отдает электроны. К типичным восстановителям относятся:

1) простые вещества, атомы которых обладают малой электроотрицательностью (металлы);

2) анионы, в которых элемент имеет максимальную отрицательную степень окисления – Cl¯, S^2─ (HCl, H₂S и т.д.);

3) анионы, в которых электроположительный элемент не имеет предельной положительной степени окисления – SO₃^2─, NO₂¯ (Na₂SO₃, NaNO₂ и т.д.);

4) катионы, у которых степень окисления может возрасти – Ge²⁺, Sn²⁺, Fe²⁺;

5) некоторые вещества при высоких температурах – С, CO, H₂ .

Окислитель – это элемент, который принимает электроны. К типичным окислителям относятся:

1) простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп);

2) анионы, в которых электроположительный элемент имеет наибольшую степень окисления – CrO₄^2─, Cr₂O₇^2─, NO₃¯, MnO₄¯, SO₄^2─, ClO₃¯, ClO₄¯ (K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, KMnO₄, KClO₃ и т.д.)

! Растворы кислот более сильные окислители, чем растворы их солей (так, например, KNO₃ почти не проявляет окислительных свойств, в то время как азотная кислота сильный окислитель).

3) катионы в высшей степени окисления – Pb⁴⁺, Fe³⁺, Tl³⁺.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Влияние среды: в зависимости от реакции среды возможна разная глубина восстановления окислителей. Например, KMnO₄ в кислой среде проявляет наибольшую окислительную активность, восстанавливаясь до ионов Mn²⁺; в нейтральной среде KMnO₄ восстанавливается до MnO₂; и минимальную активность в сильно щелочной среде, восстанавливаясь до MnO₄^2─. Это объясняется тем, что в кислой среде ионы водорода внедряются в анионы MnO₄¯, вызывая ослабление связи между марганцем и кислородом. В нейтральной среде деформация ионов MnO₄¯ значительно меньше, так как поляризующее действие молекул воды гораздо меньше, чем влияние ионов водорода.

Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту, так как азотная кислота сама является сильным окислителем, а соляная кислота проявляет восстановительные свойства.

1.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

I. Метод электронного баланса.

При составлении уравнений определяют:

1. Степени окисления всех элементов.

2. Определяют элементы, меняющие степени окисления.

3. Составляют уравнения электронного баланса.

4. Вводят дополнительные множители, так как число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

5. Основываясь на них, подбирают стехиометрические коэффициенты окислителя и восстановителя.

6. Уравнивают атомы металлов, не изменивших степени окисления.

7. Уравнивают ионы кислотных остатков, не изменивших степени окисления.

8. Проверка правильности расстановки коэффициентов осуществляется подсчетом общего числа атомов кислорода слева и справа.

Пример 1:

Mn7++5ē ®Mn2+ 2Cl¯ -2ē ® Cl20

2 окислитель, реакция восстановления 5 восстановитель, реакция окисления

2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O

II. Метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса)

Метод полуреакций позволяет учесть влияние реакции среды на протекание реакций.

При составлении уравнений придерживаются следующих правил:

1. Определяются степени окисления ионов.

2. Определяют окислитель, восстановитель и реакцию среды.

3. Составляют ионно-электронные уравнения полуреакций.

4. Подбирают дополнительные множители.

5. Составляют ионное уравнение реакции, суммируя левые и правые части уравнений полуреакций с учетом коэффициентов.

6. Переносят коэффициенты в молекулярное уравнение, уравнивают и анионы.

7. Проверку проводят по числу атомов кислорода в левой и правой частях.

При составлении уравнений ионно-электронного баланса можно воспользоваться данной таблицей 7.1.

Таблица 7.1

Схема реакций окислителя и восстановителя

Реакция среды	Кислая	нейтральная	щелочная
Окислитель (избыток атомов кислорода) Восстановитель (недостаток атомов кислорода)*	[O2-]+2H+®H2O Х+H2O®2H+	[O2-]+H2O®2OH- Х+H2O®2H+	[O2-]+ H2O®2OH- Х+OH-®H2O

*Атом кислорода переходит к восстановителю.

** Некоторые полуреакции с восстановителем могут быть представлены в виде уравнения электронного баланса.

Пример 2: рассмотрим метод полуреакций на примере восстановления перманганата калия в различных средах.

1. Кислая реакция среды:

K⁺MnO₄¯ + Na⁺NO₂¯ + H₂⁺SO₄^2─ ® Mn²⁺SO₄^2─ + Na⁺NO₃¯ + H₂O

Составляем уравнения полуреакций:

MnO4¯ +8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O NO2¯ + H2O - 2ē ® NO3¯ + 2H+

2 окислитель 5 восстановитель

Суммируем левую часть с левой частью, правую часть с правой частью:

2MnO₄¯ + 16H⁺ + 5NO₂¯ + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O +5NO₃¯+ 10H⁺

После приведения подобных членов, получаем:

2MnO₄¯ + 6H⁺ + 5NO₂¯ ® 2Mn²⁺ + 3H₂O +5NO₃¯

Переносим коэффициенты в основное уравнение:

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

2. Нейтральная реакция среды:

K⁺MnO₄¯ + Na⁺NO₂¯ + H₂O ® MnO₂+ Na⁺NO₃¯ + KOH

MnO4¯ + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH¯ NO2¯ + H2O - 2ē ® NO3¯ + 2H+

2 окислитель 3 восстановитель

2MnO₄¯ + 4H₂O + 3NO₂¯ + 3H₂O ® 2MnO₂ + 8OH¯ +3NO₃¯+ 6H⁺

2MnO₄¯ + H₂O + 3NO₂¯ ® 2MnO₂ + 2OH¯ +3NO₃¯

2KMnO₄ + 3NaNO₂ + H₂O =­ 2MnO₂ + 3NaNO₃ + 2KOH­­

3. Реакция среды щелочная:

K⁺MnO₄¯ + Na⁺NO₂¯ + KOH ® K₂⁺MnO₂+ Na⁺NO₃¯ + H₂O

MnO4¯ + 1ē ® MnO42- NO2¯ + 2OH¯ - 2ē ® NO3¯ + H2O

2 окислитель 1 восстановитель

2MnO₄¯ + NO₂¯ + 2OH¯ ® 2MnO₄^2- + NO₃¯ + H₂O

2KMnO₄ + NaNO₂ +­ 2KOH =­ 2K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O­­