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: +7 N (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.
