Окислительно-восстановительные свойства веществ в различных степенях окисления»

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Теоретическая часть

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, при протекании которых происходит изменение степени окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Степень окисления – условный (формальный) заряд атома в химическом соединении, который находят, считая химические связи в соединении чисто ионными.

Окисление потеря электронов, т.е. повышение степени окисления. Окислитель присоединяет электроны, сам восстанавливается, понижает свою степень окисления	Восстановление приобретение электронов, т.е. понижение степени окисления. Восстановитель отдает электроны, сам окисляется, повышает свою степень окисления
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем

Окислителями являются вещества, содержащие элемент, который может приобретать более низкую степень окисления, чем в данном веществе. Например, Fe⁺³ является окислителем в составе FeCl₃, так как существует Fe⁺² в составе FeCl₂.

Восстановителями являются вещества, содержащие элемент, который может проявлять более высокую степень окисления. Например, Fe⁺² в составе FeCl₂ является восстановителем, так как существует Fe⁺³ в составе FeCl₃.

В промежуточной степени окисления элемент может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. Например, сера (IV) в составе SO₂ – окислитель, так как существует сера S (0) в простом веществе, и, в других обстоятельствах – окислитель, так как существует S (VI) в составе SO₃.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: электронного баланса и электронно-ионного баланса.

Для реакций, протекающих в водном растворе, предпочтителен метод электронно-ионного баланса. Этим методом составляются уравнения реакций окисления и восстановления реально существующих в растворе ионов (например, MnO₄^2–, SO₄^2–, Cr₂O₇^2–) и молекул (например, H₂S, SO₂, H₂O₂).

Молекулы растворителя (вода) или ионы среды (H⁺, OH^–) также могут участвовать в процессе окисления-восстановления.

Среда должна учитываться при составлении уравнений ОВР в соответствии со следующими правилами:

В кислой среде при составлении уравнений полуреакций можно использовать ионы H⁺ и молекулы H₂O
В щелочной - молекулы H₂O и ион OH^–
В нейтральной среде в левой части уравнения полуреакции пишут только молекулы воды, а в правой как ионы H⁺, так и OH^–.

Окислительную способность веществ характеризует окислительно-восстановительный потенциал E. В справочниках приведены стандартные окислительно-восстановительные потенциалы E^o, измеренные относительно обратимого водородного электрода.

В любой окислительно-восстановительной реакции как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, имеются сопряженные пары окислитель-восстановитель. Направление окислительно-восстановительной реакции обусловливает тот окислитель, у которого значение электродного потенциала больше.

Например, в смеси веществ: K₂Cr₂O₇, HCl, CrCl₃, Cl₂ (4.1) окислителями являются K₂Cr₂O₇ и Cl₂. Их стандартные окислительно-восстановительные потенциалы соответственно равны:.

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ +6 e = 2Cr ³⁺ + 7H₂O E^o = +1,33 (4.2)

Cl₂ +2 e = 2Cl^– E^o = +1,36 (4.3)

У хлора стандартный электродный потенциал выше, следовательно в стандартных условиях он является более сильным окислителем, чем дихромат калия. Соответственно в смеси веществ (4.1) при стандартных условиях должна идти реакция:

2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O = K₂Cr₂O₇ + 14HCl (4.4)

Уравнения (4.2) и (4.3) называют уравнениями полуреакций.

Если разность стандартных восстановительных потенциалов невелика (не более 0.3В), направление окислительно-восстановительной реакции можно изменить, изменяя концентрации веществ и температуру.

При изменении концентрации и температуры величина окислительно-восстановительного потенциала определяется уравнением Нернста

E=E^o + ln (4.5)

где R – газовая постоянная, 8,314 Дж/моль.К, Т – температура, К, n– число электронов, принимающих участие в полуреакции

Например, для полуреакции (4.2) для стандартной температуры 298К и с переходом от натурального логарифма к десятичному уравнение Нернста будет иметь вид

E =1,33 + (0,059/6) lg

Окислительно-восстановительные реакции протекают самопроизвольно, если разность стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя, или э.д.с. окислительно-восстановительной реакции E > 0.

По известному значению E^o можно вычислить _rG^o и константу равновесия К окислительно-восстановительной реакции

_rG^o= –mF E^o = –RT ln Kp

где m – наименьшее общее кратное числа отданных и принятых в реакции электронов.

E = (RT/mF) ln Kр (4.7)

На окислительную способность реагентов влияет pН среды.

Особенно наглядно это видно на примере окислительных свойств перманганат-иона.

Кислая среда

MnO₄^–+ 8H⁺ +5 e	Mn²⁺ +4H₂O	(бесцветный или слабо розовый)
		E^o = + 1,51 В
MnO₄^– + 4H⁺+3 e	MnO₂ + 2H₂O	(бурый раствор или осадок)
		E^o = + 1,69 В

Нейтральная среда

MnO₄^– + 2H₂O + 3 e	MnO₂ + 4OH^–	(бурый раствор или осадок)
		E^o = + 0,60 В

Щелочная среда

MnO₄^– + е	MnO₄^2–	(зеленый раствор)
		E^o = + 0,56В

Манганат ион MnO₄^2– неустойчив и легко диспропорционирует

3MnO₄^2– +2H₂O + 2 e 2MnO₄^– + MnO₂ + 4OH^–

Для соединений хрома (VI) среда мало влияет на степень окисления продуктов, но вследствие амфотерности гидроксида хрома (III) оказывает влияние на их состав

Кислотная среда Cr₂O₇ ^2– + 6e + 14H⁺ 2Cr ³⁺+ 7H₂O

Щелочная среда CrO₄^2– + 3e +4H₂O^– Cr(OH)₄^– + 4OH^–

Окислительные свойства галогенов ослабевают в ряду F_2>Cl_2>Br_2>I₂

F₂ + 2 e = 2F^–	E^o = + 2,87В
Cl₂+ 2 e =2Cl^–	E^o = +1,36В
Br₂+ 2 e = 2Br^–	E^o = + 1,06В
I₂ +2 e = 2I^–	E^o = + 0,54В

Наглядно это проявляется в реакции кристаллических солей галогенидов с концентрированной серной кислотой.

KCl + H₂SO₄ = KHSO₄ + HCl

8KI + 9H₂SO₄ = 4I₂ +H₂S +4H₂O+8KHSO₄

В случае бромида идут обе реакции.

Убедиться в образовании галогенов можно по окраске бензольного слоя.

Пероксид водорода H₂O₂ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. В зависимости от среды ОВР с его участием можно представить в виде следующих полуреакций

Окислитель:	H₂O₂ +2H⁺ +2 e = 2H₂O	Е^o =+1,77
	H₂O₂ +2 e = 2OH^–	E^o = 0,94
Восстановитель	H₂O₂ –2 e = O₂ + 2H⁺	E^o =–0,68
	H₂O₂ + 2OH^– –2 e = O₂ + 2H₂O	E^o = +0,15

Например, пероксид водорода в щелочной среде окисляет Cr(III) до Cr(VI)

2[Cr(OH)₄]^– +3H₂O₂ +2OH^– = 2CrO₄^2– +8H₂O и образуется желтый раствор хромата.

В сильно кислой среде под действием дихромата идет окисление пероксида водорода.

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂O₂ = 3O₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ +7H₂O

В некоторых случаях, действие пероксида водорода на дихромат приводит к образованию различных пероксокомплексов, устойчивых только в органической фазе.

Например, в кислой среде образуются голубого цвета соединения состава

H₂Cr₂O₇ + 4H₂O₂ =2CrO(O₂)₂H₂O + 3H₂O

Образующееся перекисное соединение экстрагируется в органический слой, окрашивая его в синий цвет. Эту реакцию используют в аналитической химии для обнаружения хрома (VI)

Вопросы по теме

1. Что такое окислитель, восстановитель, степень окисления?

Могут ли данные вещества проявлять в реакциях свойства окислителя: Mg, HNO₂, HClO, S, Cr₂O₃, KOH? Приведите примеры реакций, подтверждающих Ваш ответ.
Приведите 3 примера веществ, проявляющих как свойства окислителя, так и восстановителя.
Можно ли окислить ионы Fe²⁺ хлором в стандартные условиях? В обосновании ответа приведите стандартные потенциалы полуреакций.
Можно ли окислить ионы Fe²⁺ иодом в стандартных условиях? В обосновании ответа приведите стандартные потенциалы полуреакций.

Практическая часть

Лабораторная работа 4/1.

Окислительно-восстановительные свойства веществ в различных степенях окисления».

Цель работы: Исследование окислительных свойств соединений в высших, низших и промежуточных степенях окисления.

Реактивы: 0,1 М KMnO₄, 0,5 M K₂Cr₂O₇, 1 M Na₂SO₃, 1 M NaOH, 1 M H₂SO₄, H₂SO₄ (d=1,83), бензол, свежеприготовленные растворы хлорной, бромной, иодной воды и 0,3 M Na₂S, кристаллические KCl, KBr, KI.

Оборудование: Пробирки, штативы, шпатели

Порядок выполнения работы:

Опыт 1. Окислительные свойства MnO₄^– в различных средах

Налейте в три пробирки по 2 капли 0,1 М раствора KMnO₄ и по 1 мл дистиллированной воды, затем добавьте в первую пробирку 2 капли 1 М H₂SO₄, в третью 2 капли 1 M NaOH, потом добавьте во все пробирки по несколько кристаллов KI и по 1 мл бензола. Тщательно встряхните пробирки и дайте им постоять 2–3 минуты.

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Вопросы и задания

1. Опишите наблюдаемые явления.

Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

3. Как влияет среда раствора на состав продуктов реакции?

Опыт 2. Окислительные свойства Cr₂O₇^2– в различных средах

Налейте в две пробирки по 1 капле 0,5 М раствора дихромата калия и по 1 мл дистиллированной воды, затем добавьте в первую пробирку 2 капли концентрированной серной кислоты, а во вторую 2 капли 1 М NaOH. В каждую пробирку внесите на кончике шпателя несколько кристаллов KI или KBr, KCl (по выбору преподавателя) и по 1 мл бензола. Тщательно встряхните обе пробирки и дайте им постоять 2–3 минуты.

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Вопросы и задания

1. Опишите наблюдаемые явления.

Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
Как влияет среда раствора на состав продуктов реакции?

4. На основании значений электродных потенциалов сделайте вывод о возможности протекания реакции дихромата калия в стандартных условиях в кислой и щелочной среде с хлоридом калия

Опыт 3. Окислительные свойства галогенов

В три пробирки налейте по 2–3 капли свежеприготовленного раствора 0,3 М Na₂S, затем добавьте в каждую пробирку по 2 капли 1 M H₂SO₄. В первую пробирку прилейте 3 капли хлорной воды, во вторую прилейте 3 капли бромной воды, в третью – 3 капли иодной воды и тщательно перемешайте.

Внимание: После опыта растворы слейте в емкость "для слива".

Вопросы и задания

1. Опишите наблюдаемые явления.

Напишите уравнения химических реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
Каковы возможные продукты окисления сульфид-иона?

Что студент должен представить преподавателю

Результаты наблюдений в виде таблицы
Ответы на вопросы
Уравнения реакций

Лабораторная работа 4/2.

«Определение окислительно-восстановительной способности (Проба на окислитель и проба на восстановитель)»

Цель работы

Определить, являются ли выданные Вам соединения окислителями или восстановителями.

Реактивы

0,1 М K₂Cr₂O₇, 0,01 М KMnO₄, раствор дифениламина в серной кислоте, 5% KI, раствор крахмала, H₂SO₄ (1:4), хлороформ или бензол. Растворы солей (0,1 M) по выбору преподавателя: Cr₂(SO₄)₃ (или другая соль хрома (III)), 0,1 М MnSO₄, 1 М FeCl₃ (или 1 М Fe₂(SO₄)₃), 1 М FeCl₂ (или 1 М FeSO₄ или соль Мора), NaNO₂ (или KNO₂), NaNO₃ (или KNO₃), KNO₃, SnCl₂, Na₂SO₄ (или K₂SO₄), Na₂SO₃ (или K₂SO₃).

Оборудование

Пробирки, (4–5) предметных стекол, стеклянная палочка (на каждого студента) капельные пипетки.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Проба на окислитель

Проба на окислитель I:

На предметное стекло поместите отдельно 1–2 капли исследуемых растворов (KMnO₄, FeCl₃, NaNO₃, K₂SO₄). Рядом наносят 1–2 капли раствора KI и 1–2 капли крахмала. Соедините капли исследуемого раствора, KI и крахмала стеклянной палочкой. Если раствор содержит окислители, наблюдают появление синей окраски.

Проба на окислитель II: "дифениламинная"

Дифениламин реагирует с окислителями с образованием дифенилбензидина, а затем синего хиноидного соединения:

	Выполнение: 1 каплю исследуемого раствора (KMnO₄, FeCl₃, NaNO₃, K₂SO₄) наносят на предметное стекло. Рядом наносят каплю раствора дифениламина. Осторожно! Реактив растворен в концентрированной серной кислоте! Соединяют капли стеклянной палочкой. Если исследуемый раствор содержит окислители, появляется синее окрашивание. Опыт 2. Проба на восстановитель
Проба на восстановитель I:	Выполнение: На предметное стекло наносят отдельно по 2–3 капли исследуемого раствора (KNO₂, FeCl₂, K₂SO₃, SnCl₂ или других по выбору преподавателя) рядом добавляют 1 каплю H₂SO₄ (1:4) и 1–2 капли раствора KMnO₄. Соединяют растворы палочкой. Если раствор содержит восстановители, прибавляемый перманганат обесцвечивается.
Проба на восстановитель II:	Выполнение: 1–2 капли исследуемого раствора (KNO₂, FeCl₂, K₂SO₃, SnCl₂ или других по выбору преподавателя) наносят на предметное стекло и к ним добавляют 1 каплю H₂SO₄ (1:4). Рядом наносят 1–2 капли раствора K₂Cr₂O₇.Соединяют стеклянной палочкой. Если раствор содержит восстановители, желто-оранжевая окраска бихромата переходит в зеленую окраску соли хрома (III) Каким должен быть потенциал восстановителя для обнаружения этой реакцией? Какой окислитель, бихромат или перманганат, позволяет обнаруживать более слабые восстановители? .

Заполните таблицу:4.2

Таблица 4.2.

	Результаты проб	Вывод
на окислитель	на восстановитель
I	II	I	II
вещество

Вопросы и задания

На основании результатов проб сделайте вывод об окислительно-восстановительной способности исследуемых веществ.
силу окислителя (восстановителя)? Какие данные нужны для количественной оценки?
Используя таблицу потенциалов (справочник) подберите вещество, которое будет давать только Как качественно по результатам проб можно оценить одну пробу на окислитель. Какую именно пробу будет давать это вещество, а какую - нет? Это вещество сильный окислитель или слабый?
Используя таблицу потенциалов (справочник) подберите вещество, которое будет давать только одну пробу на восстановитель. Какую именно пробу будет давать это вещество, а какую - нет? Это вещество сильный восстановитель или слабый?
Предложите эксперимент, который позволяет проверить, является ли сульфат (нитрат) ион окислителем, или окислителем является только серная (азотная) кислота.

Что студент должен представить преподавателю

Результаты наблюдений в виде таблицы
Ответы на вопросы
Уравнения реакций

Лабораторная работа 4/3.

«Окислительно-востановительные реакции»

Цель работы

Исследование окислительных свойств соединений в высших, низших и промежуточных степенях окисления.

Реактивы

0,1 М растворы Na₂SO₃, KI, СuSO₄, HCl, 0,05 М растворы KMnO₄ и K₂Cr₂O_7,3 и 30%-ные растворы Н₂О_2,конц. H₂SO₄, 40%-ный раствор NaОН (конц.), «Иодная вода» (раствор I₂ в KI), KMnO₄ (твердый), (NH₄)₂Cr₂O₇ (твердый), железный гвоздь (предварительно очищенный наждаком).

Оборудование: Пробирки, штативы, шпатели, глазные пипетки, стеклянные палочки, коническая колба (0.5-1.0 л), сетка асбестовая, стакан (250 мл)

Порядок выполнения работы:

Опыт 1. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия.

В три пробирки налейте по 1 мл раствора перманганата калия. В одну пробирку добавьте 1-2 капли концентрированной серной кислоты, в другую- 1 мл концентрированного раствора щелочи, а в третью – 1 мл воды. Затем во все пробирки добавьте по 1 мл раствора сульфита натрия.

В первой пробирке - наблюдайте обесцвечивание раствора (ионы Mn⁺²).

Во второй пробирке - раствор станет зеленого цвета- (ионы MnO₄^-2), в котором через 1-2 минуты образуется взвесь буро-коричневого осадка (MnO₂).

В третьей пробирке сразу образуется буро-коричневая взвесь (MnO₂). Через некоторое время MnO₂ осядет на дно пробирки в виде осадка.

Следует помнить, что при использовании в качестве среды разбавленного раствора щелочи и последующем действии сульфита натрия, реакция протекает аналогично реакции с концентрированной щелочью. Только в самый начальный момент реакции может наблюдаться зеленое окрашивание раствора вследствие образования манганата калия, как в опыте с концентрированной щелочью:

KMnO₄+ Na₂SO₃ + NaOH (разб.) → K₂MnO₄+ Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Но вскоре цвет раствора начинает меняться, так как образующийся манганат - ион в нейтральной и слабощелочной средах является нестабильным:

K₂MnO₄+ H₂O → MnO₂+ KMnO₄ + КОН

Так что конечным продуктом восстановления перманганат-иона в слабощелочных растворах, как и в нейтральных, является MnO_2.

Сделайте вывод о превращении перманганата калия в зависимости от среды. Напишите уравнения всех проведенных реакций. К какому типу окислительно-восстановительных процессов относятся проведенные Вами реакции?