Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Лабораторная работа №4

Теоретическая часть

 

Химические реакции, в  результате которых происходит изменение  степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

 

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

 

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.

 

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления – повышается.

 

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

 

Восстановители	Окислители
Все Металлы   Водород Н2, Уголь С   Соединения,  содержащие атомы в наинизших степенях окисления: сероводород Н2S, аммиак NH3, соляная кислота HCl.	1.Галогены.   2.Оˉ²   3.Соединения, содержащие  атомы в самых низких степенях  окисления: KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HNO3, H2SO4 (конц)

Приведем примеры важнейших  восстановителей и окислителей.

 

 

Степенью окисления называют тот заряд, который имеет атом в ионном соединении или имел бы в ковалентном соединении, если бы общая электронная пара (область перекрывания атомных орбиталей) была бы полностью смещена к более электроотрицательному элементу.

 

Степень окисления имеет не только цифровое выражение, но и соответствующий знак заряда – «+» или «-». Например, в H2SO4 степень окисления водорода +1, кислорода-2, серы+6.

 

Химический эквивалент элемента или сложного вещества используется в стехиометрических расчетах обменных реакциях, а в соответствующих расчетах окислительно-восстановительных реакциях применяют уже окислительный и восстановительный эквивалент.

 

Окислительный эквивалент определяют как частное от деления  молекулярной массы окислителя на число  электронов, которое он принимает в данной окислительно-восстановительной реакции.

 

Восстановительный эквивалент равен молекулярной массе восстановителя, поделенной на число электронов, которое  он отдает в данной ОВР.

 

Если раствор, содержащий равные единицы активности окислителя и восстановителя, опустить платиновую пластинку и сочетать такой заряд с водородным, то может быть определить нормальный окислительно-восстановительный потенциал (Ео) данной системы. Потенциал этот характеризует относительную – по сравнению с водородом в стандартных условиях – тенденцию данного окислителя к присоединению электронов или восстановителя к их отдаче. При положительном знаке потенциала система имеет преимущественно окислительный, при отрицательном – преимущественно восстановительный  характер. Например, нормальные потенциалы систем  F2 + 2e = 2Fˉ и   Н2 + 2е = 2Нˉ равны соответственно +2,87 и –2,25 в. Следовательно, у молекулы F2 сильно выражена окислительная тенденция, а у иона Нˉ- восстановительная.

 

Электродвижущая сила (ЭДС) ОВР – разность между потенциалом окислителя и восстановителя.

 

ЭДС = φок – φвосст >0

 

Чтобы определить, как пойдет окислительно-восстановительная  реакция, необходимо в таблице полуреакций  найти значение потенциала данного  вещества при данном взаимодействии с другим веществом, при данном изменении степени окисления. Необходимо выбрать тот вариант разности потенциалов реагирующих веществ, чтобы соблюдалось условие (>0). Например, определим возможна следующая реакция: Н2SO3 + I2 + H2O = ?

 

Предположим, что сернистая кислота – восстановитель, а йод – окислитель.

I2 + 2e = 2I ˉ                                            φI2/2I‾ =+0.53 B

H2SO3 + H2O –2e = SO4²‾   +4H⁺         φSO4²‾/H2SO3= +0.2 B

ЭДС = 0,53-0,2=0,33 В                           используя метод полуреакций

H2SO3 + I2 + H2O = 2HI + H2SO4

 

Ионно–электронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления  ионов (молекул) окислителя и окисления ионов (молекул) – восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение. Для этого необходимо составить ионную схему реакции. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются.

 

Типы окислительно-восстановительных  реакций.

 

1. Окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяют степень окисления атомы электронов, входящих в состав разных веществ.
2. Реакции распада веществ, при которых степени окисления изменяют атомы разных элементов окислительно-восстановительного одного и того же вещества. По такому механизму протекают реакции термического степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается. Подобные разложения соединений.
3. Реакции самоокисления – самовосстановления,  при которых реакции называют еще реакциями диспропорционирования.

О направлении окислительно-восстановительных  реакций можно судить по изменению  энергии Гиббса системы. Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся  с ними, используя так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φ.

 

Окислительно-восстановительные  потенциалы. Связь между  ΔG и φ  выражается уравнением  -ΔG = nFφ, где n-количество вещества (моль); F-постоянная Фарадея.

Сущность возникновения  электродного потенциала заключается  в следующем. Если пластинку металла  погрузить в раствор, содержащий его ионы, то между металлом и  раствором возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом.

Для реакции, протекающей  в стандартных условиях, связь  энергии Гиббса и электродного потенциала выражается уравнением -ΔG˚ = nFφ˚

 

Величину φ˚ называют стандартным электродным (окислительно-восстановительным) потенциалом. Значения стандартного электродного потенциала растворенных веществ относят к растворам с концентрацией 1 моль/л, а для газообразных веществ – к 101325 Па. В качестве стандартной принимают температуру 25˚С.

 

По значениям окислительно-восстановительных потенциалов можно судить о направлении и более сложных окислительно-восстановительных процессов. Например, для реакции

 

MnO4ˉ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ = Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H2O

потенциалы частных реакций  имеют следующие значения:

     Окисленная               Восстановленная          Стандартный

   форма                          форма                       потенциал

 

  MnO4ˉ + 8H⁺ + 5eˉ =  Mn²⁺ + 4H2O                           1.51 B

                   Fe³⁺ + eˉ = Fe²⁺                                        0.77 B   

 

Как видим, стандартный  электродный потенциал для первой системы выше, чем для второй. Следовательно, при контакте первая система выступит в качестве окислителя, вторая – в качестве восстановителя. Иными словами, первая реакция протекает  слева направо, вторая – справа налево, то есть Fe²⁺ окисляются до ионов Fe³⁺, а ионы MnO4ˉ восстанавливаются до ионов Mn²⁺.  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Практическая  часть.

 

Опыт 1. Сложные ионы и молекулы в качестве окислителей и восстановителей. Влияние рН среды на окислительно-восстановительный процесс.

 

а) Окисление гидроксида марганца (II) бромной водой.

 

 

 

 

 

б) Взаимодействие перманганата калия с нитритом калия при различных величинах рН раствора.

 

В три пробирки было добавлено по 4 капли раствора перманганата калия.

В первую было кроме этого добавлено 3 капли серной кислоты, а во вторую столько же щелочи (гидроксида натрия). Далее во все пробирки было добавлено по 2 микрошпателя нитрита калия.

 

2KMnO4+5KNO2+3H2SO4 = 5KNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O (бесцв. раствор)

   О-ль       В-ль     среда

 

     +7   -         +                     2+   

2    MnO4+8H+5e = Mn+4H2O

   +3  -                              +5  -         +

5    NO2+H2O-2e = NO3+2H

  

                      -          +             -              2+                            -       

     2MnO4+6H+5NO2= 2Mn+3H2O+5NO3

 

 

2KMnO4+KNO2+2NaOH = K2MnO4+Na2MnO4+KNO3+H2O (зел. раствор)

   О-ль     В-ль     среда

 

                    -                        2-

2    MnO4+e = MnO4

                 -              -                      -

      NO2+2OH-2e = NO3+H2O

 

                      -            -              -                   2-            -

     2MnO4+NO2+2OH = 2MnO4+NO3+H2O

 

 

2KMnO4+3KNO2+H2O = 2KOH+3KNO3+2MnO2 (темный раствор)

   О-ль       В-ль  среда

 

                    -                                                            -

2    MnO4+2H2O+3e = MnO2+4OH

                 -                                    -              -

3. NO2+H2O-2e = NO3+2OH

 

                       -                               -                                        -              -

2MnO4+7H2O+3NO2 = 2MnO2+14OH+3NO3

 

 

 

Опыт 6. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные процессы. Реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) сульфита натрия.

 

В две пробирки было помещено по три микрошпателя сульфита натрия. Вторую основательно прогрели в течение 6 минут на пламени спиртовки.

                

          +4      t                 +6                  -2

4Na2SO3 = 3Na2SO4+Na2S    -    реакция диспропорционирования.

 

   +4              -2

      S+6e = S

            +4             +6

3    S-2e = S

 

        +4      -2     +6

     4S = S+3S

 

Далее в пробирки добавили дистилированной воды и добились полного растворения солей. После  в каждую пробирку добавили по 3 капли  нитрата 

свинца (II)

 

Na2S+Pb(NO3)2 = PbS+2NaNO3 (темноватый осадок)

 

Na2SO3+Pb(NO3)2 = PbSO3+2NaNO3 (белый осадок)

 

Опыт 7. Пероксиды в окислительно-восстановительных процессах.

 

а) Взаимодействие пероксида  водорода с сульфидом свинца.

 

 

 

 

б) Взаимодействие пероксидисульфата  калия с йодидом калия.

 

В пробирку были сперва помещены 4 капли раствора йодида калия. Далее были добавлены 3 капли раствора пероксидисульфата калия.

 

K2S2O8+2KI = 2K2SO4+I2 (темный осадок)

 

         2-                         2-

      S2O8+2e = 2SO4

             -              0

      2I-2e = I2

 

                2-       -                2-    0

     S2O8+2I = 2SO4+I2