ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8. Окислительно-восстановительные реакции. I. Разделы теоретического курса для повторения. Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. 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 окислительновосстановительных реакций (метод электронного баланса). Важнейшие окислители и восстановители. Типы окислительновосстановительных реакций. 2. Вопросы и упражнения. 1. Какую степень окисления имеют атомы всех элементов, входящих в состав соединений: Na2SO4, H3PO4, H4P2O7, K2Cr2O7, Al2(SO)3, Ca3(PO4)2, H2O2. 2. 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 3. 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 Fe2O3 + Al → Al2O3 + Fe KMnO4 + NaJ + H2SO4 → MnSO4 + I2 + … Cl2 + KOH → KCl + KClO3? 4. 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 I. Экспериментальная часть. 1. Реакции с участием характерных окислителей. a) 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 Бром Иод Светло зеленый 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. Осуществляется лаборантом). Несколько кусочков медной стружки или медной пудры поместите в пробирку и (осторожно! опыт проводится в вытяжном шкафу!) добавьте несколько капель концентрированного раствора азотной кислоты. Обратите, внимание на цвет выделяющегося газа и изменение цвета раствора. Составьте схему электронного баланса и напишите уравнение реакции, протекающей по схеме: Cu + HNO3 конц. → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O 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? Напишите уравнение реакции. Пользуясь таблицей 3 приложения, запишите значения величин стандартных электродных потенциалов для меди Ε0(Cu+2/Cu) и железа 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 окислительновосстановительных 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? 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 электронного баланса и подберите коэффициенты. Сделайте вывод о влиянии реакции среды на протекание процесса восстановления перманганата калия. Примечание: В ряде вышеприведенных окислительновосстановительных реакций изменяется цвет раствора. По изменению цвета раствора можно судить о продуктах окислениявосстановления, если знать цвета соответствующих ионов. Цвет катионов Cu2+ Cr3+ Mn2+ голубой зеленый бесцветный Цвет анионов CrO42Cr2O72MnO4MnO42- желтый оранжевый фиолетовый зеленый Таблица 1 Стандартные окислительно - восстановительные потенциалы. Электрод Электродная реакция 2 E 0, B S/ S-2 (Pt) S+2 e S Sn+4/ Sn+2 (Pt) Sn+4+ 2e Sn Cu+2/ Cu+1 (Pt) Cu+2+ 1e Cu 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 PbO2,H+,SO42-/PbSO4 (Pt) F2/ F- (Pt) -0,48 2 +0,15 1 MnO4- +8H+ + 5e → Mn+2 + 4H2O +0,153 +1,518 PbO2 +4H+ +SO42- +2e → PbSO4 +2 H2O +1,685 F2 + 2e → 2F- +2,87 Таблица 3 Стандартные электродные потенциалы 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