Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

АЗОТНОЙ (HNO₃), АЗОТИСТОЙ (HNO₂) КИСЛОТ И ИХ СОЛЕЙ

Цель работы: изучение окислительно-восстановительных реакций на примере реакций с азотной кислотой и солями азотистой кислоты.

Задачи работы: провести опыты с азотной кислотой и солями азотистой кислоты при действии их на восстановители и окислители; составить уравнения оксилительно-восстановительных реакций с помощью метода электронного баланса или метода полуреакций; указать процессы окисления и восстановления; определить окислители и восстановители.

Реактивы: S, HNO₃ _(конц.), растворы H₂SO₄, BaCl₂, NaNO₂, KI, KMnO₄.

Оборудование: пробирки, пипетки, спиртовка, спички, пробиркодержатель.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд элемента в сложном соединении, вычисленный в предположении, что соединение состоит из ионов и в целом электронейтрально. Заряд возникает из-за смещения электронов.

Валентность характеризует способность атома к образованию химической связи и указывает на число этих связей.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединениях имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления элемента в большинстве случаев совпадает с валентностью, но в ряде случаев – не совпадает. Например: электронная конфигурация атома азота: ₊₇N (7ē) 1 s ²2 s ²2 р ³.

В молекуле азота N₂ образуются три химические связи N≡N:

			↓	↓	↓
		↓↑
N	↓↑
			↑	↑	↑
		↓↑		2 р ³
N	↓↑	2 s ²
	1 s ²

Атом азота в данной молекуле имеет валентность 3, а степень окисления азота равна 0.Электронные облака не смещены ни к одному из атомов, так как электроотрицательность их одинакова.

Правила определения степени окисления химического элемента

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления элементов в простых веществах (Na, Сu, Cl₂, О₂, H₂) равны нулю.

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления в молекулах имеют элементы:

- щелочные металлы (+1);

- щелочноземельные металлы, Zn и Cd (+2);

- водород (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂, где c.о. Н = -1);

- кислород (-2) (кроме F₂O, где с.о. О = +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, где с.о. О = -1);

- алюминий (+3).

4. Для большинства элементов максимальная положительная степень окисления обычно соответствует номеру группы периодической системы.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление в реакции всегда связано с окислением. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Если каждая частица окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает восстановитель, то необходимо так подобрать количество частиц того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между элементами, меняющими свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

- записывают схему реакции

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O;

- проставляют степени окисления над символами элементов. Определяют элементы, у которых меняются степени окисления

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O;

-составляют электронные уравнения. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициентыдля соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Определяют процессы восстановления и окисления, окислитель и восстановитель

2 х	Mn⁺⁷+ 5ē → Mn⁺²	восстановление; Mn⁺⁷– окислитель;
5 х	2Cl^-1– 2ē → Cl₂⁰	окисление; Cl^-1– восстановитель;

- используя найденные коэффициенты, уравнивают количество атомов элементов слева и справа

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

2. Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах. При этом часто в уравнении сначала неизвестны продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания. В этом методерассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды и для правильного его применения необходимо уметь записывать ионно-молекулярные реакции.

2 х	MnО₄^–+ 8Н⁺+ 5ē → Mn²⁺ + 4Н₂О	восстановление; MnО₄^– – окислитель;
5 х	2Cl^–– 2ē → Cl₂⁰	окисление; Cl^– – восстановитель.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении для уравнивания ионной полуреакции добавляют H⁺, OH^– или воду:

2MnO₄^– + 10Cl^– + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O.