  ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8.
Окислительно-восстановительные реакции.
I. Разделы теоретического курса для повторения.
Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрица-тельность. Степень окисления. Правила для нахождения степени окисления элементов в простых и сложных веществах. Окислительно-восстановительные реакции и их отличие от реакций ионного обмена. Процессы окисления и восстановления, окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса). Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций.
2. Вопросы и упражнения.
Какую степень окисления имеют атомы всех элементов, входящих в состав соединений: Na2SO4, H3PO4, H4P2O7, K2Cr2O7, H2O2.
Какие реакции, из числа приведенных ниже, относятся к окислительно-восстановительным реакциям? Укажите степени окисления для атомов элементов, изменяющих их значения:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2 +Cl2 = 2HCl
3KCl = 2KCl + KClO3
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Составьте схемы электронного баланса, укажите процессы окисления и восстановления, окислители и восстановители, подберите коэффициенты к уравнениям реакций, представленных нижеприведенными схемами. К какому типу относится каждая из окислительно-восстановительных реакций:
ZnS + O2 → ZnO + SO2
KMnO4 + NaJ + H2SO4 → MnSO4 + I2 + …
Cl2 + KOH → KCl + KClO3?
Какой объем раствора бихромата калия, c массовой концентрацией соли Смас. = 14,7 г/л необходимо взять для окисления в присутствии серной кислоты раствора сероводорода объемом 2 л с молярной концентрацией сероводорода C мол. = 0,1 моль/л? Реакция протекает по схеме:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
3. Экспериментальная часть.
1. Реакции с участием характерных окислителей.
В пробирку на кончике шпателя внесите железные опилки и добавьте 3-5 капель хлорной воды (раствор хлора в воде). Встряхните пробирку и дайте избытку железа отстояться. Слейте в отдельную пробирку жидкость с осадка и добавьте к ней несколько капель раствора щелочи. По цвету образовавшегося осадка установите степень окисления железа в полученном гидроксиде.
Следует иметь в виду, что гидроксид железа (II) имеет зеленоватую окраску, а гидроксид железа (III) – бурую. Напишите уравнения следующих реакций:
- реакции взаимодействия железа с хлором в водном растворе;
- реакции взаимодействия полученной соли с раствором щелочи.
б) В пробирки поместите растворы бромида калия и иодида калия. Добавьте в каждую по 3-5 капель хлорной воды и по 3-5 капель бензола. Встряхните пробирки и дайте жидкостям расслоиться. Отметьте цвет бензольных колец с растворенными в нем галогенами.
Так как растворимость галогенов в бензоле существенно больше, чем в воде, то при встряхивании происходит процесс перехода галогена из водного слоя в бензол (экстракция).
По цвету бензольного кольца можно судить о виде растворенного в нем галогена.
По результатам эксперимента заполните таблицу 1.
Таблица 1
Цвет раствора галогена в бензоле
Галоген
|
Цвет бензольного кольца
|
Хлор
|
Светло - зеленый
|
Бром
|
|
Иод
|
|
Напишите уравнения реакций:
- взаимодействия бромида калия c водным раствором хлора;
- взаимодействия иодида калия c водным раствором хлора.
Из табл. 2 выпишите значения окислительно-восстановительных потенциалов хлора, брома и иода
Е0 (I2/ I-) =
Е0 (Br2/ Br- ) =
Е0 (Cl2/ Cl- ) = .
Сделайте вывод об окислительной активности хлора по сравнению другими галогенами.
в) Взаимодействие кислоты-окислителя с малоактивным металлом. (Демонстрационный опыт).
Добавьте в пробирку несколько капель концентрированного раствора азотной кислоты и (осторожно! опыт проводится в вытяжном шкафу!) поместите в нее медь в виде порошка или небольших кусочков.
Обратите, внимание на цвет выделяющегося газа и изменение цвета раствора. Запишите наблюдаемые явления.
Составьте схему электронного баланса и составьте уравнение реакции, протекающей по схеме:
Cu + HNO3 конц. → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция?
2. Реакции с участием характерных восстановителей.
В пробирку с раствором соли меди (II) поместите зачищенный наждачной бумагой железный гвоздь. Через несколько минут можно отметить вытеснение меди из раствора ее соли. Какой вывод можно сделать о сравнительной восстановительной активности железа и меди?
Составьте схему электронного баланса и напишите уравнение реакции.
Пользуясь таблицей 4 данной лабораторной работы, запишите значения величин стандартных электродных потенциалов для меди и железа:
Ε0(Cu+2/Cu) =
Ε0(Fe+2/Fe) =
Какие выводы можно сделать, исходя из положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов металлов?
3. Окислительно - восстановительная двойственность.
а) Налейте в пробирку раствор иодида калия, подкислите его серной кислотой и добавьте немного пероксида водорода. Реакция протекает по схеме:
KJ +H2O2 + H2SO4 → J2 + K2SO4 + …
Что наблюдается? Какую функцию выполняет пероксид водорода в этой реакции?
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия, подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода. Как меняется цвет раствора? Как изменилась степень окисления атома марганца? Какие свойства проявляет пероксид водорода в этой реакции?
Реакция протекает по схеме:
KMnO4 +H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2…
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
4. Влияние характера среды на протекание окислительно-
восстановительных реакций.
В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую пробирку добавьте 2 капли разбавленного раствора серной кислоты (кислая среда), во вторую пробирку добавьте 2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью добавьте 2 капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую из пробирок с помощь шпателя поместите несколько кристалликов сульфита натрия.
Как изменился цвет раствора перманганата калия в каждой пробирке? Запишите наблюдаемые явления.
Напишите уравнения проведенных реакций, представленных следующими схемами:
кислая среда –
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O
нейтральная среда –
KMnO4 + Na2SО3 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
щелочная среда –
KMnO4 + Na2SO3 + NaOH → Na2SO4 + Na2MnO4 + K2MnO4 + H2O.
Для всех реакций составьте уравнения электронных балансов и подберите коэффициенты.
Сделайте вывод о влиянии реакции среды на протекание процесса восстановления перманганата калия.
Примечание: В ряде вышеприведенных окислительно-восстановительных реакций изменяется цвет раствора. По изменению цвета раствора можно судить о продуктах реакции, если знать цвета соответствующих ионов(табл. 2).
Таблица 2
Цвет некоторых ионов в водном растворе.
Цвет катионов
|
Цвет анионов
|
Cu2+
|
голубой
|
CrO42-
|
желтый
|
Cr3+
|
зеленый
|
Cr2O72-
|
оранжевый
|
Mn2+
|
бесцветный
|
MnO4-
|
фиолетовый
|
|
|
MnO42-
|
зеленый
|
5. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления на примере термического разложения бихромата аммония.
(Демонстрационный опыт).
Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония в виде горки на керамическую плитку или металлическую асбестированную сетку. Нагрейте в пламени горелки стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до начала реакции. Запишите наблюдаемые явления.
Составьте уравнения электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель и подберите коэффициенты к уравнению реакции, протекающей по схеме:
(NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + H2O
К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция?
Таблица 3
Стандартные окислительно - восстановительные потенциалы.
Электрод
|
Электродная реакция
|
E0, B
|
S/ S-2 (Pt)
|
S+2
|
-0,48
|
Sn+4/ Sn+2 (Pt)
|
Sn+4+
|
+0,15
|
Cu+2/ Cu+1 (Pt)
|
Cu+2+
|
+0,153
|
O2/ OH- (Pt)
|
O2 + 2H2O + 4e → 4OH-
|
+0,401
|
I2/ I- (Pt)
|
I2 + 2e → 2I-
|
+0,536
|
Fe+3/ Fe+2 (Pt)
|
Fe+3 + 1e → Fe+2
|
+0,771
|
Br2/ Br- (Pt)
|
Br2 + 2e → 2Br-
|
+1,065
|
Cl2/ Cl- (Pt)
|
Cl2 + 2e → 2Cl-
|
+1,360
|
H+, MnO4-/Mn+2
|
MnO4- +8H+ + 5e → Mn+2 + 4H2O
|
+1,518
|
PbO2,H+,SO42-/PbSO4 (Pt)
|
PbO2 +4H+ +SO42- +2e → PbSO4 +2 H2O
|
+1,685
|
F2/ F- (Pt)
|
F2 + 2e → 2F-
|
+2,87
|
Таблица 4
Стандартные электродные потенциалы некоторых металлов.
Электрод
|
Е0298, В
|
Электрод
|
Е0298, В
|
Электрод
|
Е0298, В
|
Li+/Li
|
-3,04
|
Zn2+/Zn
|
-0,76
|
Sb3+/Sb
|
0,20
|
K+/K
|
-2,92
|
Cr3+/Cr
|
-0,74
|
Bi3+/Bi
|
0,23
|
Ba2+/Ba
|
-2,90
|
Fe2+/ Fe
|
-0,44
|
Cu2+/Cu
|
0,34
|
Ca2+/Ca
|
-2,87
|
Cd2+/Cd
|
-0,40
|
Co3+/Co
|
0,40
|
Na+/Na
|
-2,71
|
Co2+/Co
|
-0,28
|
Сu1+/ Cu
|
0,52
|
La3+/La
|
-2,37
|
Ni2+/Ni
|
-0,25
|
Hg22+/Hg
|
0,79
|
Mg2+/Mg2+
|
-2,36
|
Mo3+/Mo
|
-0,20
|
Ag+/Ag
|
0,80
|
Ti2+/Ti
|
-1,75
|
Sn2+/Sn
|
-0,14
|
Hg2+/Hg
|
0,85
|
Al3+/Al
|
-1,66
|
Pb2+/Pb
|
-0,13
|
Pd2+/Pd
|
0,98
|
Mn2+/Mn2+
|
-1,05
|
Fe3+/Fe
|
-0,04
|
Pt/Pt2+
|
1,19
|
Nb3+/Nb
|
-1,1
|
2H+ / H2
|
0,00
|
Au3+/Au
|
1,50
| |
