Глава 4. Окислительно-восстановительные процессы

Лабораторная работа № 12

Окислительно-восстановительные реакции

 

Цель работы

1. Ознакомиться с понятиями степень окисления, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, а также с типами окислительно-восстановительных реакций и методами их составления.

2. Изучить окислительные свойства ионов Fe⁺³ и Cr⁺⁶, а также восстановительные свойства иона Fe⁺².

3. Сравнить окислительные свойства перманганата калия в зависимости от реакции среды.

4. Составить полные уравнения проведенных окислительно-восстановительных реакций. Определить окислитель и восстановитель.

 

Теоретическая часть

 

Степень окисления относится к числу формальных понятий химии и введена для характеристики состояния атома в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атомов элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Степень окисления может быть положительной и отрицательной. Она указывается арабской цифрой со знаком плюс или минус над символом атома, например, K⁺¹Cl^-1. Для определения степени окисления элементов пользуются общими правилами. Рассмотрим их.

В простых веществах степень окисления элемента всегда равна нулю. Например, нулевые значения степени окисления имеют атомы в молекулах водорода (Н₂), кислорода (О₂) и др.

Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), алюминий (+3), фтор (–1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления + 1, кроме его соединений с металлами, где она равна –1. Степень окисления кислорода, как правило, равна –2, за исключением пероксидов, где она равна –1, и фторида кислорода ОF₂, где она равна –2.

Степень окисления элементов с непостоянной степенью окисления рассчитывают, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Например, в соединении KMnO₄ необходимо определить степень окисления Mn: . Cуммируем степени окисления атомов всех элементов, входящих в соединение, и приравниваем эту сумму к нулю (+1) + Х + ((-2)×4) =0. Определяем Х: Х = + 7.

Все химические реакции можно разделить на две группы. В реакциях первой группы степень окисления всех элементов реагирующих вещество остается неизменной, а в реакциях второй группы степень окисления одного или нескольких элементов изменяется.

Примером реакций первой группы является реакция нейтрализации:

 

HCl + NaOH = NaCl + Н₂О.

 

Примером реакции второй группы может служить взаимодействие металла с кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂­.

 

Реакции, в которых происходит изменение степени окисления атомов элементов, называются окислительно-восстановительными. Эти реакции имеют очень большое значение в химических, биохимических, биологических процессах (фотосинтез, дыхание, пищеварение), а также в технике, например, в металлургии.

Протекание окислительно-восстановительных реакций и, следовательно, изменение степени окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних атомов к другим. В ходе окислительно-восстановительных реакций различают два процесса – окисление и восстановление. Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением, например в реакциях

2Na + J₂ = 2NaJ 2NaJ + Cl₂ = NaCl + J₂

2Na⁰ – 2 = 2Na⁺; 2J^– – 2 = J₂⁰.

Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением, например, в предыдущих реакциях

Cl₂⁰+ 2 = 2Cl^–; Fe³⁺ + ® Fe²⁺.

В реакции 2FeCl₃ + Hg ® 2FeCl₂ + HgCl₂

J₂⁰ + 2 = 2J^–.

 

Вещества, которые в ходе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями (в приведенных реакциях Na⁰, J^–). Во время реакции они окисляются. Вещества, которые принимают электроны (в приведенных реакциях J₂, Cl₂, Fe⁺³), называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

Все вещества по своей окислительно-восстановительной способности делятся на три группы. К первой группе относятся вещества, которые могут выступать только в роли восстановителей. К ним в первую очередь относятся свободные атомы металлов. Их восстановительные свойства объясняются способностью атомов металлов отдавать валентные электроны. Только восстановителями могут быть также элементы в форме существования с наиболее отрицательными степенями окисления, например, , , , и др. Если металл имеет несколько степеней окисления, то его соединения, в которых они проявляют низшую из них, также обычно являются восстановителями, например, , , .

К важнейшим восстановителям относятся атомы металлов (особенно щелочных), водород Н₂, углерод С, СО, Н₂S, SO₂, H₂SO₃, HI, HBr, SnCl₂, FeSO₄, электрический ток на катоде.

Ко второй группе относятся вещества, которые могут быть только окислителями. К ним относятся атомы некоторых неметаллов, для которых характерно присоединение электронов, например, кислород и фтор. Только окислителями могут быть также атомы элементов с наивысшими положительными степенями окисления в соединениях, например, , , , , , и др.

К важнейшим окислителям относятся галогены, кислород, озон, K₂Cr₂O₇, KMnO₄, H₂O₂, конц. H₂SO₄, HNO₃, электрический ток на аноде.

К третьей группе относятся вещества, которые в зависимости от условий могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К ним относятся атомы и молекулы неметаллов главных подгрупп IV и VII групп, бор, водород, а также атомы элементов с промежуточными (между низшим и высшим) значениями степени окисления в соединении.

При составлении окислительно-восстановительных реакций необходимо учитывать, что в окислительно-восстановительных реакциях происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарное число электронов, отдаваемых восстановителем и присоединяемое окислителем равны.

Если в окислительно-восстановительной реакции освобождается кислород в состоянии О^-2, то в кислых растворах он связывается ионами Н⁺ с образованием молекул воды, а в нейтральных или щелочных растворах он реагирует с образованием гидроксид-ионов

 

О^-2 + 2Н⁺ = Н₂О НОН + О^-2 = 2ОН^-

кислый раствор нейтральный или щелочной раствор

 

Если исходные соединения суммарно содержат меньшее число атомов кислорода, чем образующееся соединение, то недостаток их пополняется в кислых и нейтральных растворах за счет соответствующих количеств атомов кислорода из молекул воды, а в щелочных растворах – за счет ионов ОН^-.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций в основном используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Основное требование этого метода состоит в том, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления сульфита калия дихроматом калия в кислой среде. Сначала определяют изменяющиеся степени окисления атомов элементов

+ + H ₂ SO ₄ ® + + Н ₂ О.

Затем составляют электронный баланс. Для этого подсчитывают число электронов, которое нужно присоединить всеми атомами окислителя, и число электронов, которые отдает восстановитель, и определяют наименьшее кратное. Затем делят наименьшее кратное на число полученных и отданных электронов и получают коэффициенты в уравнении реакции.

Например,

 

окислитель 2Сr⁺⁶ + 6 = 2Cr⁺³ 1 процесс восстановления

восстановитель S⁺⁴ – 2 = S⁺⁶ 3 процесс окисления

 

Полученные коэффициенты ставят перед окислителем и восстановителем и перед продуктами их окисления и восстановления, затем уравнивают ионы металла, не изменяющие своей степени окисления. Определяют коэффициент перед серой, уравнивают число атомов водорода и проверяют правильность подбора коэффициентов подсчетом числа атомов кислорода слева и справа в уравнении реакции.

В окончательном виде полное уравнение окислительно-восстановительной реакции будет иметь вид

 

K ₂ Cr ₂ O ₇ + 3 K ₂ SO ₃ + 4 H ₂ SO ₄ = Cr ₂(SO ₄)₃ + 4 K ₂ SO ₄ + 4 H ₂ O.

 

Метод полуреакции или ионно-электронный метод предусматривает раздельное составление ионных уравнений для процесса окисления и для процесса восстановления с последующим суммированием их в общем ионном уравнении. Например, для реакции

 

HJ + H ₂ SO ₄ ® J ₂ + H ₂ S + H ₂ O

 

процесс окисления: 2 J ^– = J ₂ + 2

процесс восстановления: SO ₄^-2 +10 H ⁺+ 8 = H ₂ S + 4 H ₂ O

 

2 J ^– = J ₂ + 2 4

SO ₄^-2 + 10 H ⁺+ 8 = H ₂ S + 4 H ₂ O 1

При суммировании окислительного и восстановительного процессов получаем

8 J ^- + SO ₄^-2+ 10 H ⁺ = 4 J ₂ + H ₂ S + 4 H ₂ O.

 

Молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции будет иметь вид

8 HJ + H ₂ SO ₄ = 4 J ₂ + H ₂ S + 4 H ₂ O.

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.

К межмолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Например,

 

Н ₂⁰ + = Сu ⁰ + , + = 3 S ⁰ + 2 H ₂ O.

К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе, например

= + , = + 2 H ₂ O.

 

К реакциям диспропорционирования относятся реакции, которые сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенями окисления. Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления, например

+ 2 H ₂ O = + + 4 KOH,

= + + H ₂ O.

 

 

Экспериментальная часть

 

Опыт 1. Окислительные свойства иона железа Fe⁺³

 

Налить в пробирку 1…2 мл раствора трихлорида железа и добавить по несколько капель раствора иодида калия и крахмального клейстера. Наблюдать появление синего окрашивания. Написать уравнение реакции восстановления иона Fe⁺³ в ион Fe⁺².

 

Опыт 2. Восстановительные свойства иона железа Fe⁺²

 

В пробирку налить 1…2 мл 2 н раствора перманганата калия, добавить 2…3 капли 2 н раствора серной кислоты, затем по каплям добавить 0,5 н раствор сульфата железа (III). Что происходит? Напишите уравнение реакции.

 

 

Опыт 3. Окисление иона Cr⁺³ в Cr⁺⁶

 

Налить в пробирку 1…2 мл раствора соли трехвалентного хрома и добавить раствор гидроксида натрия (или калия) до растворения образующегося вначале осадка тригидроксида хрома. Написать уравнение образования хромита. Полученный раствор разделить на две пробирки. В одну добавить хлорной воды, а в другую – раствор пероксида водорода. Обратить внимание на изменение цвета раствора. Написать уравнения реакций окисления хромита в хромат.

 

Опыт 4. Окислительные свойства иона Cr⁺⁶

 

1. Налить в пробирку 1…2 мл раствора дихромата калия К₂Cr₂О₇, подкислить серной кислотой (2…3 капли) и добавить 1…2 мл раствора сульфита натрия. Наблюдать появление зеленой окраски, характерной для ионов Cr⁺³. Написать уравнение реакции.

2. Налить в пробирку 1…2 мл раствора К₂Cr₂О₇, подкислить серной кислотой и прилить 1…2 мл свежеприготовленного раствора соли железа (II). Наблюдать изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции.

 

Опыт 5. Окислительные свойства иона Mn⁺⁷ в зависимости от реакции среды

 

1. В пробирку с 1…2 мл раствора перманганата калия (КMnО₄), подкисленного несколькими каплями серной кислоты, прилить 2…3 мл раствора сульфита натрия. Наблюдать исчезновение окраски. Написать уравнение реакции восстановления Mn⁺⁷ в Mn⁺².

2. Налить в пробирку 1…2 мл раствора перманганата калия и добавить 2…3 мл раствора сульфита натрия. Наблюдать изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции восстановления Mn⁺⁷ в Mn⁺⁴.

3. Налить в пробирку 1…2 мл раствора перманганата калия и добавить 0,5…1 мл концентрированного раствора гидроксида натрия или калия и 2…3 мл раствора сульфита натрия. Наблюдать появление зеленой окраски. Написать уравнение реакции восстановления Mn⁺⁷ в Mn⁺⁶.

 

 

Контрольные вопросы и упражнения

 

1. Что такое степень окисления? Укажите основные правила ее определения.

2. Дайте определение окислительно-восстановительным реакциям, процессам окисления и восстановления.

3. Что такое окислитель и восстановитель? Какие Вы знаете важнейшие окислители и восстановители

4. Какие методы существуют для составления окислительно-восстановительных реакций?

5. Установите, какие из приведенных ниже реакций относятся к окислительно-восстановительным и укажите окислитель и восстановитель:

а) Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂;

б) 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O;

в) FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O;

г) 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃.

6. Какие из следующих веществ: Cl₂, KMnO₄, Na₂S, KJ, H₂, FeSO₄, NaNO₂, PbO₂, Na₂SO₃, K₂CrO₄ – могут проявлять только окислительные свойства, какие – только восстановительные свойства, какие – как окислительные, так и восстановительные свойства?

7. Укажите тип окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель:

а) 3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O;

б) 2ZnS + 3O₂ = 2 ZnO + 2SO₂;

в) 2Na + Cl₂ = 2NaCl;

г) 2NaClO₃ = 2NaCl + 3O₂;

д) 4NaClO₃ = 3NaClO₄ + NaCl.

8. Закончите следующие уравнения полуреакций:

а) Fe⁺³ ® Fe⁺²; б) MnO₄^– ® Mn⁺²; в) SO₃^-2 ® SO₄^-2 ;

г) NO₂^– ®NO₃^– ; д) S^-2 ® S⁰.

9. Составьте электронные схемы и подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

HClO₃ + H₂S ® HCl + H₂SO₄;

KI + KIO₃ + H₂SO₄ ® I₂ + K₂SO₄ + H₂O;

KBr + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄® Br₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

CrCl₃ + H₂O₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KCl + H₂O;

FeCl₃ + HClO₃ + HCl ® FeCl₃ + H₂O.

10. Окисление или восстановление происходит при переходах

а) NH₃ ® NO для азота;

б) Cr₂(SO₄)₃ ® K₂CrO₄ для хрома;

в) MnSO ® KMnO₄ для марганца;

г) KMnO₄ ® K₂MnO₄ для марганца.

Определить окислительно-восстановительный эквивалент для этих систем.