Тема «Окислительно-восстановительные реакции» является одной из важнейших в неорганической химии. Подробно окислительно-восстановительные свойства веществ могут быть описаны на базе полного курса неорганической химии.
Целью методических указаний является:
1. Ознакомление студентов с рядом наиболее часто применяемых в химической лаборатории окислительной и восстановительной.
2. Овладение практикой составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
3. В процессе лабораторной работы ознакомление с внешними изменениями в процессе реакций.
1. О п р е д е л е н и е окислительно-восстановительных реакций.
РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ С ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АТОМОВ, ВХОДЯЩИХ В СОСТАВ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ, НАЗЫВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.
I. Реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов:
1. Реакции обмена типа: AB + CД = АД + ВС
2. Некоторые реакции соединения:
3. Некоторые реакции разложения:
II. Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
В окислительно-восстановительных реакциях следует уметь различать процессы окисления и восстановления, а также окислители и восстановители.
О к и с л е н и е м называется процесс, при котором происходит отдача электронов атомами, молекулами или ионами. При окислении степень окисления повышается.
Например,
для S:
+6
для N:
+4
0
-2
При окислении молекул простых веществ следует учитывать количество атомов в окисляемой молекуле и соответственно число отданных электронов:
В о с с т а н о в л е н и е м называется процесс, при котором происходит присоединение электронов атомами, молекулами или ионами.
При восстановлении степень окисления понижается.
Например, для S:
+6
+4
0
-2
Когда в процесс восстановления вовлекается нейтральный атом, то присоединение электронов приводит к образованию отрицательно заряженной частицы, степень окисления которой численно равна количеству присоединенных электронов.
Например:
Если в процессе восстановления участвуют положительно заряженные частицы, то присоединение электронов приводит к уменьшению степени окисления на столько единиц, сколько было присоединено электронов.
Например:
О к и с л и т е л и - атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны.
В о с с т а н о в и т е л и – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.
В процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстанавитель окисляется. Например, в реакции
окислителем
является атом серы в состоянии окисления +6, но окислителем называется и сама
серная кислота. Восстановителем является атом брома в степени окисления -1, но
и саму молекулу бромистого калия называют восстановителем. (В приведенной
реакции серная кислота восстанавливается до SO2,
а бромистый калий окисляется до
.
В периодической системе элементов Д.И.Менделеева в пределах периодов с увеличением заряда ядра восстановительные свойства уменьшаются от щелочного металла к благородным газам и увеличиваются окислительные свойства. Это объясняется тем, что радиус атомов уменьшается, увеличивается сродство к электрону и увеличивается электроотрицательность.
В группах (только в главных подгруппах) сверху вниз энергия ионизации и электроотрицательность уменьшаются, окислительные свойства элементов уменьшаются, а восстановительные усиливаются. Исходя из этого, наиболее сильными восстановителями в свободном состоянии являются щелочные и щелочно-земельные металлы и водород. Наиболее сильные окислители – галогены и кислород. Все металлы в соединениях характеризуются положительной степенью окисления, значит в свободном состоянии они могут только отдавать электроны, те проявляют только восстановительными свойствами.
Важнейшие восстановители: атомы металлов, водород, перекись водорода (H2O2), углерод (C), CO, H2S; SO2; Na2S; H2SO3; HCl; HBr; HJ; NH3; Cr2(SO4); альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза, электрический ток на катоде.
Важнейшие окислители: F2; Cl2; Br2; Mn2O7; KMnO4; CrO3; K2CrO4; K2Cr2O7; HNO3 и ее соли; O2; O3; H2SO4(k) H2SeO4; гипохлориты, хлораты, перхлораты, «Царская водка», электрический ток на аноде.
НАИБОЛЕЕ ЧАСТО ПРИМЕНЯЕМЫЕ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ И ПРОДУКТЫ РЕАКЦИЙ
|
Окислители |
Восстановители |
|
|
1. Галогены и их соединения |
||
|
|
|
|
|
2. Соединения серы |
||
|
Мет. малой активн.
|
Вообще-то обр. всегда смесь продуктов, но основное преимущество тому или другому продукту |
|
|
|
|
|
|
3. Соединения азота |
||
|
c
малоакт. металлами
(p)
со щелочн.и щел.-зем. мет.
|
|
|
|
(к)
со
щелочн.и щел.-зем. мет.
|
|
|
|
4. Соединения марганца |
||
|
О к и с л и т е л и |
В о с с т а н о в и т е л и |
|
|
Восстановительная форма |
Окислительная форма |
|
|
в сильно щел.среде K2Mn+6O4
|
|
|
|
5. Соединения хрома |
||
|
K2Cr2O7
форма H2SO4(p) восст.форма |
|
|
Соли серной кислоты в водных растворах окислительными свойствами не обладают.
Окислительно-восстановительные свойства соединений зависят от степени окисления элементов в данном соединении.
Соединения. В которые входят элементы в высшей степени окисления, могут быть т о л ь к о о к и с л и т е л я м и:
.
Соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления, могут быть т о л ь к о в о с с т а н о в и т е л я м и:
; 
; 
; 
; 
.
Соединения, в которые входят элементы с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями в зависимости от того, с каким веществом вступают в реакцию:
СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Реакции окисления-восстановления неразрывно связаны между собой и не могут рассматриваться изолированно друг от друга.
Обычно применяют два метода составления уравнений для реакций окисления-восстановления:
1. Метод электронного баланса.
2. Метод полуреакций (ионно-электронный метод).
Метод электронного баланса
Он основан на том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем. При составлении уравнений реакций следует придерживаться следующей последовательности:
1. Записывается схема уравнения реакции.
2. Определяется степень окисления атомов элементов, которые участвуют в процессах окисления и восстановления:
В данном случае степень окисления изменяют только ртуть и азот.
3. Определяют, является ли данная реакция окислительно-восстановительной. Если да, то подчеркивают элементы, изменившие степень окисления.
4. Составляют электронные уравнения, т.е. определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых теми атомами или ионами, которые изменяют степень окисления:
или в левой части схемы стрелками показывают процесс смещения электронов:
 |
|||||
 |
|||||
 |
|||||
5. Балансируется число смещенных электронов, находится наименьшее общее кратное для коэффициентов в процесах окисления и восстановления.
3 
6
2 
Полученные множители – 2 для атомов Hg0 и 3 для иона азота (N+5) являются соответствующими коэффициентами при окислителе и восстановителе.
6. Расставляют коэффициенты для окислителей и восстановителей.
7. Определяют коэффициент для среды.
3Hg+2HNO3+6HNO3-Hg(NO3)2+2NO+4H2O
солеобразные
уравнение с учетом среды.
Рассмотрим еще пример.
В данном случае Mg0 теряет два электрона, а азот N+5 в азотной кислоте приобретает четыре электрона:
4
8
 |
Исходя только из этого, как и в первом примере, нельзя правильно составить уравнение реакции. Так как помимо функции окислителя азотная кислота одновременно связывает ионы Mg+2 в виде нитрата, не изменяя при этом степень окисления азота N+5[Mg(NO3)2]. Поэтому коэффициент при HNO3 в уравнении реакции должен учитывать обе функции азотной кислоты: окислителя и солеобразователя.
Для окисления 4 моль атомов магния необходимы 2 моль HNO3 и сверх того 8 моль HNO3 для связывания четырех ионов Mg+2:
HNO3 + 8HNO3
= 4Mg(NO3)2+N2O+5H2O
на окисление на связывание
Итоговое уравнение:
4Mg+10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O+5H2O.
Пример 3.
1. В данном случае степень окисления изменяют только марганец и йод.
2. Составляют электронные уравнения, т.е. определяют число отданных или приобретенных электронов атомами или ионами, которые изменяют степень окисления:
3. Уравнивают в левой и правой частях схемы число отданных и приобретенных электронов, для чего находят наименьшее кратное для коэффициентов в процессах окисления и восстановления, вводят множители.
2 
10
5 
Полученные коэффициенты подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.
Исходя из электронного баланса, переносим в схему полученные коэффициенты перед соответствующими веществами:
2KMnO4 +10KJ + 8H2SO4
K2SO4
+ 2MnSO4 + 5J2 + H2O
В правой части количество сульфат-ионов равно 8 (6K2SO4 и 2MnSO4), следовательно, в реакцию должны вступать 8 моль серной кислоты, поэтому перед серной кислотой в левой части подставляем коэффициент 8. Водородных атомов в левой части стало 16, то перед молекулой воды ставим коэффициент 8. Суммарное уравнение запишется:
2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 = 2MnSO4 +5J2+ 6K2SO4 + 8H2O
Пример 4.
H2S + K2Cr2O7+
H2SO4 
S + Cr2(SO4)3
+ K2SO4 + H2O
1. Записывается схема реакции и указываются элементы, которые изменили степень окисления.
2. Подчеркнуть элементы, изменившие степень окисления. (В этом примере S и Cr).
3. Составить электронные уравнения.
6 
4. Находим наименьшее общее кратное при окислителе и восстановителе /6/ и полученные множители при окислителе и восстановителе
3
пр.окисления;
- восстановитель
6
2
пр.восстановления;
- окислитель
Полученные коэффициенты подставляем в схему реакции
3H2S+K2Cr2O7
+ H2SO4 
3S + Cr2(SO4)3
+ K2SO4+H2O
Остальные коэффициенты расставляем методом подбора в последовательности: соль (K2SO4), кислота (H2SO4) и вода.
Итоговое уравнение будет иметь вид:
3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3+K2SO4+7H2O
Чтобы проверить правильность подбора коэффициентов, надо подсчитать число атомов атомарного кислорода в левой и правой частях уравнения.
В
левой части: (7 + 4 
4) =
23. В правой части: (3 4 +
4 +7) = 23.
Стало быть уравнение написано правильно.
Пример 5.
Методом
электронного баланса подберите коэффициенты в реакции, протекающей по схеме: As2S2+HNO3
H3AsO4+SO2
+ NO2
+H2O.
1. Определить элементы, изменившие степень окисления.
2. Подчеркнуть элементы, изменившие степень окисления (это As+5, N+5 и сера S-2).
3. Записываем электронные уравнения, учитывая коэффициенты в формулах веществ:
1
проц.окисления,
-
восстановители;
22 1
22 проц.восстановления, 
- окислитель.
4. Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции, затем подбираем коэффициент перед водой и получим итогов уравнение.
As2S2+22HNO3 = 2H3AsO4 + 3SO2 + 22NO2 + 8H2O;
Пример 6. Подобрать коэффициенты методом эл.баланса.
8
пр.окисления;
- восстановитель
8
1
пр.восстановления;
- окислитель
ЭЛЕКТРОННО-ИОННЫЙ МЕТОД (МЕТОД ПОЛУРЕАКЦИИ)
Этот метод заключается в том, что для окислительного и восстановительного процессов в отдельности записываются так называемые уравнения полуреакций. Запись таких полуреакций и окончательное (полное) уравнение окислительно-восстановительной реакции осуществляется в несколько стадий.
1. Определяют степень окисления атомов в соединениях, которые участвуют в реакциях
K
2. Составляют ионную схему реакции:
Из
схемы видно, что Mn
восстанавливается
до 
, а 
окисляется
до 
.
3.
Записывают уравнения полуреакций и
уравнивают в их левой и правой частях число атомов каждого элемента. До баланса
атомов надо добавить в каждой полуреакции соответствующие вещества. Так, в
полуреакции восстановления 
до , для связывания кислорода необходимо
присутствие Н+ - ионов.
Число электронов, добавляемых к каждой полуреакции, должно быть равно суммарному изменению степеней окисления в соответствующем процессе.
4. Суммируют уравнения обеих полуреакций и получают общее уравнение реакции, при этом уравнивается число отданных или присоединенных электронов:
2
10
5
 |
5. Полученные коэффициенты переносятся в молекулярное уравнение, которое записывается так:
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KJ = 2MnSO4 + 8H2O + 5J2 + 6K2SO4
Метод полуреакции применяется для характеристики окислительно-восттановительных реакций в растворах.
Пример 2.
1. Написать схему реакции. Схема может быть полной неполной. В случае использования неполной схемы из продуктов реакции необходимо знать только частицу, в которую перешел восстановительв ходе ОВР.
а) полная схема реакции:
Na2Cr2O7
+ K2SO3 + H2SO4 
Cr2(SO4)3
+ K2SO4 + Na2SO4 + H2O
б) неполная схема реакции, достаточная для применения метода полуреакций:
Na2Cr2O7
+ K2SO3
+ H2SO4
Пока для простоты будем использовать полную схему этого взаимодействия. Применение метода полуреакций к неполным схемам будет рассмотрено ниже.
2. Написать ионную схему реакции. При этом на ионы распадаются только сильные электролиты, хорошо растворимые в воде (как при составлении обычных ионных уравнений):
Примечание: Стехиометрические коэффициенты перед ионами можно не указывать. Они не имеют никакого смысла, так как данное выражение является схемой, а не уравнением реакции:
3. Сравнить правую и левую части ионной схемы и найти частицы, изменившие свою химическую форму. Под изменением химической формы подразумевается:
а) изменение заряда частицы;
б) изменение формульного состава частицы.
(в данном случае частицы Н+, ОН- и Н2О не рассматриваются.
(произошло изменение
формульного состава частицы).
(произошло изменение
как формульного состава частицы, так и заряда частицы).
4. Составить уравнение полуреакций окисления и восстановления. Это делается в следующей последовательности:
а) уравниваются правые и левые части полуреакций по всем атомам, кроме кислорода и водорода:
б) полуреакции уравниваются по кислороду и водороду с учетом кислотности среды
в) полуреакции уравниваются по зарядам с помощью электронов. В первой полуреакции заряд частиц слева =-2, а справа =0. Значит, справа нужно прибавить 2 электрона (или слева отнять 2 электрона)6
Для уравнивания второй полуреакции нужно прибавить 6 электронов:
Полученные выражения являются уравнениями полуреакций.
5. Сделать электронный баланс, т.е. подобрать коэффициенты, на которые необходимо умножить полуреакции окисления и восстановления, чтобы количество электронов, ушедших от восстановителя, было равно числу электронов, пришедших окислителю:
3
1
6. Умножить верхнее и нижнее уравнения полуреакций на коэффициенты электронного баланса. Затем сложить их и получить сокращенное ионное уравнение ОВР. В данном примере полуреакцию окисления нужно умножить на 3, а полуреакцию восстановления на 1. После сложения получаем:
Далее сокращаем (по Н2О и Н+):
Данное
выражение является сокращенным ионным уравнением взаимодействия между восстановителем
(
) и окисилителем (
)
в кислой среде.
Если надо получить молекулярное уравнение реакции, то следует выполнить еще один пункт.
7. Сокращенное ионное уравнение сложить с дополнительным ионным уравнением и получить полное ионное уравнение, которое затем преобразовать в молекулярное уравнение ОВР.
3K2SO3+Na2Cr2O7 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3+3K2SO4 + Na2So4+4H2O.
(В целях экономии времени полное ионное уравнение иногда не пишут, а при сложении сокращенного ионного с дополнительным ионным уравнением сразу же получают молекулярное уравнение).
УРАВНЕНИЯ ПОЛУРЕАКЦИЙ ПО КИСЛОРОДУ И ВОДОРОДУ С УЧЕТОМ РЕАКЦИИ СРЕДЫ
Реакция среды может быть кислой, щелочной или нейтральной.
(Если среда в растворе слабокислая, РН немного меньше 7, если слабощелочная – РН немного больше 7, уравнивание производят, считая среду практически нейтральной).
1.
Среда кислая
(РН<7). Для составления полуреакции разрешены частицы только двух видов: это
ион Н+ и Н2О. Надо запомнить следующую схему: 
→ Н2О. По элементному
составу 2 иона Н+ и один атом «связанного» кислорода (О*)
эквивалентны одной молекуле воды. Под «связанным» кислородом понимается атом
кислорода, входящий в состав любой кислородосодержащей частицы (например,
в молекуле СО2 два связанных
кислорода, а в ионе 
их четыре).
Пример 1. 
-2
Ион SO3
содержит 3 связанных атома кислорода (3О*),
а ион содержит 4О*. Чтобы уравнять по
кислороду, слева следует добавить одну молекулу воды, при этом справа должно
появиться 2 иона Н+ (чтобы сошлось по водороду):
Пример 2. 
Слева 7 атомов кислорода, а справа ни одного.
Слева следует добавить 14Н+, тогда справа появится 7Н2О:
Пример 3.
Слева надо добавить 10 Н+, из них 6 Н+ «свяжут» 3 кислорода в три молекулы воды, а 4Н+ необходимы для получения иона аммония:
Примечание: Поученные в этих примерах схемы полуреакции не являются уравнениями. Далее их следует уравнять по зарядам с помощью электронов.
2.
Среда щелочная
(РН>7). В данном случае для уравнения по кислороду и водороду можно
использовать только ионы 
и молекулы Н2О.
Между этими частицами имеет место следующее соотношение (по элементному
составу): 
Пример 1.
Пример 2. 
Пример 3. 
Пример 4. 
3. Среда нейтральная (РН≈7). Для уравнивания по кислороду и водороду в схеме полуреакции слева модно писать только воду (Н2О).
Справа могут появиться ионы Н+ или ОН-.
Пример 1.
В данном случае схема реакции совпадает с такой же схемой для случая кислой среды.
Пример 2. 
Полученная схема аналогична переходу нитрата в нитрит в щелочной среде.
ПРИМЕНЕНИЕ МЕТОДА ПОЛУРЕАКЦИЙ ДЛЯ НЕПОЛНЫХ СХЕМ
Например: к раствору KMnO4 добавили несколько капель H2SO4 (т.е. создали кислую среду), а затем добавили раствор Na2SO3. Составить уравнение ОВР.
Условие задачи можно записать в виде схемы:
KMnO4 + Na2SO3
+ H2SO4…
или в ионном виде:
окислитель восстанов. среда -
Известно, что ион 
является
сильным окислителем в любых средах. В кислой среде (т.е. как в этом случае)
имеет переход:
Также известно, что ион 
в любых случая проявляет восстановительные
свойства. Причем, независимо от среды сульфит переходит в сульфат:
Напишем уравнения соответствующих полуреакций и сделаем электронный баланс:
2 
5 
Умножим уравнения полуреакций на коэффициенты электронного баланса и сложим. После сокращения одинаковых ионов получим сокращенное ионное уравнение ОВР:
Напишем снизу дополнительное ионное уравнение:
 |
|||||||||||
 |
 |
 |
 |
 |
|||||||
+
+ 
+ +
+ + +
+
Затем получаем молекулярное уравнение:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 3H2O+5Na2So4 + K2SO4
ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНХ РЕАКЦИЙ
1. Реакции межмолекулярные. Они протекают с изменением степени окисления элементов в различных молекулах, т.е. окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
Например: 1) 
2) 
Этот тип реакций самый распространенный и включает обширную группу.
2. Внутримолекулярные – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе, т.е. изменяется степень окисления разных атомов в одном и том же веществе. К таким реакциям относятся реакции термического разложения.
Например: 1) 
2) 
3) 
3. Реакции самоокисления – cамовосстановления (диспропорционирования). Эти реакции сопровождаются одновременным уменьшением или увеличением степени окисления атомов одного и ого же элемента. Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.
Например:
а) 
2
2
1 
б) 
1
2
2 
Характер протекания реакций между одними и теми же реагентами может меняться в зависимости от среды: кислой (избыток ионов Н+), нейтральной (Н2О). щелочной (избыток ионов OН-).
Например: в зависимости от среды по разному будет протекать восстановление перманганат-иона:
(кислая среда).
(нейтральная
среда).
(щелочная среда).
2-
Окисление SO3 также зависит от среды.
(кислая среда).
(нейтральная среда).
(щелочная среда).
Таким образом, реакция взаимодействия перманганат-иона с сульфит-ионом в различных средах протекает по разному:
1. в кислой среде
2
5
 |
В левую и правую части уравнения входят ионы Н+ и вода. Вступает в реакцию 16 ионов Н+ и 5 молекул Н2О, а образуются 10 ионов водорода и 8 молекул воды. Учитывая это, переписываем уравнением
Это уравнение в молекулярной форме будет иметь вид:
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2O
2.
в нейтральной среде:
2 
3
|
В результате реакции образуется восемь гидроксид-ионов и шесть ионов водорода. Они совместно существовать не могут, т.к. пройдет реакция.
Итоговое уравнение будет в ионной и молекулярной форме:
2KMnO4+3K2SO3+H2O=2MnO2+3K2SO4+2KOH
3. в щелочной среде:
2 
2
1 
|
а в молекулярной форме
2KMnO4+K2SO3+2KOH=2K2MnO4+K2SO4+H2O
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
ОКИСЛИТЕЛИ – это кислоты и соли, в которых центральный атом отвечает преимущественно его высшей степени окисления. Например, HNO3; KMnO4; K2Cr2O7.
Опыт 1.
К нескольким кусочкам цинка добавить 3-4 мл соляной кислоты (1:1). Испытать выделяющийся газ. Написать уравнение реакции. Какой ион участвует в реакции окисления.
Опыт 2.
Кусочек медной стружки обработайте разбавленной азотной кислотой при нагревании. Обратите внимание на цвет выделяющегося газа и изменение цвета раствора.
Опыт 3.
Несколько кусочков медных стружек обработать концентрированной серной кислотой. Укрепить пробирку в штативе таким образом, чтобы отверстие пробирки было направлено в сторону работающих. Осторожно нагреть содержимое пробирки до начала кипения. Обратить внимание на выделение газа с резким запахом и изменение цвета раствора. Проявляются ли в этой реакции окислительные свойства иона водорода?
ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА ПРОТЕКАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Опыт 4.
а) К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия (2-3 мл) прибавьте по каплям раствор сульфита натрия Na2SO3, который при этом окисляется в сульфат. Как изменился цвет раствора? Написать уравнение реакции.
б) Проделайте ту же реакцию без подкисления серной кислотой. Как в этом случае меняется цвет раствора? Обратите внимание на образование осадка. Написать уравнение реакции.
в) К сильно щелочному раствору сульфита натрия прибавить раствор перманганата калия. Как изменился цвет раствора? Написать уравнение реакции.
Опыт 5.
а) К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавить раствор сульфита натрия. Как меняется цвет раствора?
Для
успешного проведения опыта (резкого изменения окраски) следует взять небольшое
количество K2Cr2O7
и избыток восстановителя Na2SO3.
В противном случае цвет гидратированного иона, налагаясь на оранжевый цвет частично
вступившего в реакцию иона
, дает промежуточную
нехарактерную окраску.
В
кислой среде дихромат калия (точнее ион ),
выполнив функцию окислителя и восстанавливаясь при этом, образует соли
трехвалентного хрома, т.е. в сернокислой среде – Cr2(SO4)3;
в солянокислой – CrCl3,
в азотнокислой Cr(NO3)3
и т.д.
K2Сr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3+…
б) В пробирку налить раствор соли хрома (III) и добавить раствор щелочи до образования зеленого раствора хромита. Прилить бромную воду. Наблюдать постепенное изменение окраски раствора. Какая реакция протекает?
В какой среде наиболее ярко проявляются окислительные свойства хрома (VI) и восстановительные свойства хрома (III)?
ВОССТАНОВИТЕЛИ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И ИХ ИОНОВ
Опыт 6.
Небольшой кусочек цинка обработать разбавленной серной кислотой. Реакция вначале идет медленно: Zn+H2SO4=
Чтобы реакция пошла быстрее, прибавьте несколько капель раствора CuSO4 или CuCl2.
Опыт 7.
Небольшое количество порошка алюминия обработать разбавленным раствором едкого натра. Реакция начинается не сразу, а только после растворения оксидной пленки на поверхности металла
Al+NaOH+H2O=Na[Al(OH)4]+…
Какие ионы являются окислителями в опытах 6 и 7? К какой группе рассмотренных окислителей они относятся?
Опыт 8.
Кусочек железной проволоки или железный гвоздь обработать раствором CuSO4. Обратить внимание через некоторое время на изменение цвета поверхности металла.
Опыт 9.
Кусочек медной стружки или 10-копеечную монетку обработать раствором Hg(NO3)2. Обратить внимание на изменение цвета поверхности металла. Какие ионы являются окислителями в опытах 8, 9?
Опыт 10.
Небольшой
кристалл железного купороса FeSO47H2O
растворите в небольшом количестве воды, подкислите разбавленной серной кислотой
и прибавьте по каплям раствор KMnO4,
избегая появления неисчезающей розовой окраски. (последнее будет означать, что
весь FeSO4
уже окислился).
FeSO4+KMnO4+H2SO4=
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ДВОЙСТВЕННОСТЬ
В качестве примера рассматривается нитрат и пероксид водорода.
Опыт 11.
а) К подкисленному серной кислотой раствору KMnO4 (2-4 мл) добавьте до обесцвечивания раствор NaNO2:
NaNO2+H2SO4+ KMnO4=NaNO3+…
Если добавить NaNO2 в некотором избытке, то легко обнаружить слабое побурение и запах диоксида азота.
б) К подкисленному серной кислотой раствору йодида калия (1-3мл) добавить несколько капель раствора NaNO2. Что наблюдаете?
Написать уравнение реакции KJ+H2SO4+NaNO2=NO+…
Какова функция NaNO2 в опытах а) и б)?
Опыт 12.
а) К подкисленному серной кислотой раствору KMnO4 добавьте по каплям Н2О2 до обесцвечивания раствора. Обратите внимание на выделение газа (газ можно испытать тлеющей лучиной, предварительно подготовленной).
KMnO4+H2SO4+ Н2О2=…
б) К подготовленному серной кислотой раствору КJ добавить небольшой объем раствора Н2О2:
КJ+ H2SO4+ Н2О2=…
Какова функция Н2О2 в опытах а) и б)?
РЕАКЦИЯ ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ
(самоокислительная - самовосстановительная)
(Рассматривается на примере взаимодействия йода со щелочью)
Опыт 13.
Кристаллик йода обработать небольшим объемом раствора при слабом нагревании. Обратить внимание на переход йода в раствор. Написать уравнение реакции:
J2+NaOH
NaJO3+NaJ+…
Диспропорционирование йода идет в щелочной среде. Если теперь полученный раствор подкислить, то реакция пойдет в обратном направлении: NaJ+NaJO3+H2SO4=J2+…
РЕАКЦИИ ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО ОКИСЛЕНИЯ И ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Опыт 14.
Несколько кристалликов бихромата аммония поместите в сухую
пробирку и нагрейте до начала реакции разложения. Обратите внимание на характер
образующихся продуктов реакции (газ, твердое вещество, его окраска): (NH4)2Cr2O7 
Cr2O3+N2+…
Опыт 15.
В сухой пробирке осторожно нагрейте небольшое количество перманганата калия до образования окрашенного в зеленый цвет манганата:
KMnO4
K2MnO4+MnO2+…
После остывания полученную соль растворите в воде. Обратите
внимание на переход зеленой окраски в фиолетово-красную и появление осадка: K2MnO4+H2O
KMnO4+MnO2+…
К какому типу относятся последние реакции?
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Какие процессы называются окислением? Восстановлением?
3. Как изменяются степени окисления восстановителей в процессе окислительно-восстановительной реакции?
4. Какие окислительно-восстановительные свойства могут проявлять следующие соединения: Na2S; SO2; S; Н2SO4?
5. Какую функцию выполняет пероксид водорода при взаимодействии с перманганатом калия и с йодидом калия? Написать уравнения соответствующих реакции.
6. Какие реакции называются реакциями внутримолекулярного окисления -- восстановления? Привести примеры.
7. Какие реакции называются реакциями диспропорционирования? Привести примеры.
8. Закончить следующие уравнения окислительно-восстановительных реакций:
1.
KJ+H2O2+H22SO4
2.
KNO2+KJ+H2SO4 
NO+…
3.
NaJO3+SO2+H2O
4.
KJ+Cl2+H2O
5.
Al+NaOH+H2O
6.
KNO2+K2CrO4+H2SO4
7.
H2S+H2SO4(k)
8.
HBr+H2SO4(k)
9.
K2MnO4+Cl2
10.
C+HNO3(k) CO2+…
11.
SO2+Br2+H2O H2SO4+…
12.
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3+…
13.
CrCl3+Cl2+NaOH
14.
FeCl3+H2S S+…
15.
S+NaOH
Na2SO3+…
16.
H2S+J2 S+…
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Задание 1.
1. Определите степень окисления серы в следующих соединениях: SO2; Н2S; H2SO3; СS2; Н2S2O7; H2S2O8
2. Привести примеры реакций межмолекулярного, внутримолекулярного самоокисления-восстановления и реакции диспропорционирования.
3. Закончить уравнения и составить электронно-ионные схемы реакции
1.
Mg+H2SO4(k)
2.
Mg+H2SO4(p)
3.
KJ+K2Cr2O7+H2SO4
4.
5.
KMnO4+Na2SO3+H2O
6.
Al+NaOH+H2O
7.
Mn(OH)2+Cl2+KOH MnO2+…
8.
Br2+SnCl2
Задание 2
1. Определить степень окисления хрома в следующих соединениях: Fе(СrО2)2; К2Сг2O7; Сr2(SО4)3; К2СrО4; Na3[Сr(ОН)6]
2. Какие из перечисленных веществ обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
F2; J2; Nа; SO2; СО2; SnO2; Н3РО3; НРО3.
3. Закончить уравнения и составить электронно-ионные схемы реакций:
1. Zn+HNO3(p)
2. Zn+HNO3(конц.)
3. (NH4)2Сr2O7
4. HCl+K2CrO7
5. FeSO3+
K2MnO4+H2SO4
6. NO3+NaOH
7. Cl2+F2+H2O
8. CuCl2+KJ
CuJ+…
Задание 3
1. Какие из перечисленных реакций относятся к реакциям межмолекулярного окисления - восстановления:
а) 2F2+2NaOH=OF2+2NaF+H2O;
б) Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;
в) 2AgNO3+2NaOH+H2O2=2Ag+O2+2NaNO3+2H2O;
г) 2Al+6NaOH+3H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2;
д) 2AgNO3 2Ag+2NO2+O2.
2. Какие из приведенных процессов являются процессами окисления, какие - процессами восстановления:
; 
; 
; 
; 
; 
; 
Ответ обосновать.
3. Составить электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления и закончить уравнения реакции:
а) J2+HNO3(конц.)
б) KClO3
в) NO3+KOH
г) Zn+H2SO4(разб.)
д) Zn+H2NO3(разб.)
е)HCl+KClO3
ж) As2S3+NHO3(конц.)
з) FeSO4+KMnO4+H2SO4
Задание 4
1. Указать в каких из приведенных процессов происходит окисление азота и в каких восстановление:
; 
; 
; 
Ответ обосновать.
2. Привести полуреакции, соответствующие восстановлению перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной средах.
3. Составить электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления и закончить уравнения реакций:
а) C+HNO3(конц.)
б) HBr+H2SO4(конц.)
в) K2SO3+KMnO4+H2O
г) (NH4)2Cr2O7
д) J2+NaOH
е) K3CrO3+Br2+KOH
ж) H2O2+PbO2
з) Cu2S+HNO3(k)
Задание 5
1. Какие из приведенных реакций являются окислительно-восстановительными:
1.
H2+Br2 2HBr;
2.
NH4Cl NH3+HCl;
3.
NH4NO3 N2O+H2O;
4.
(NH4)2CO3
2NH3+H2O+CO2;
5.
K2CrO4+ H2SO4
K2Cr2O7+K2SO4.
Ответ обосновать.
2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, закончить уравнения реакций
1.
Zn+HJ
2.
NaJO3+SO2+H2O J2+…
3.
NH4NO2
4.
HBr+KMnO4
5.
S+H2SO4(конц.)
6.
FeSO3+KMnO4+H2SO4
7.
HClO3 ClO2+…
8.
KJ+Fe2(SO4)3
3. Исходя из степеней окисления электронов, указать, какими окислительно-восстановительными свойствами обладают соединения:
Nа2S; Nа2SО3; Н2SO4; Nа2S2O8.
Задание 6
1. Какие из приведенных реакций относятся к окислительно-восстановительным:
1. 2H2O2=2H2O+O2;
2.
Ca(HCO3)2 CaCO3+CO2+H2O;
3.
2NH4Cl+Ba(OH)2 2NH3+BaCl2+2H2O;
4. Na2SO3+S=Na2S2O3
5. H3BO3+4HF=HBF4+3H2O
Ответ обосновать.
2. Составить электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления и закончить уравнения реакций:
1.
Cu+HNO3(конц.)
2.
Cu+HNO3(разб.)
3.
K2Cr2O3+NaNO2+H+SO4
4.
Pb(NO3)2 PbO+…
5.
H2SO3+Cl2+H2O
6.
S+NaOH
7.
KMnO4+Na2SO3+KOH
8.
FeS+HNO3(конц.)
3. Могут ли быть окислитлями атомы натрия, катионы натрия, кислород в степени окисления -2, йод в степени окисления 0, фторид-ионы, катионы водорода, нитрит-ионы, гидрид-ионы.
Задание 7
1. Подберите коэффициенты в схемах реакций диспропорционирования методом электронного баланса:
1.
K2MnO4+CO2
KMnO4+MnO2+KCO3
2.
KClO3 KClO4+KCl;
3.
Cl2+KOH KCl+KClO3+H2O;
4.
KClO KCl+KClO3;
5.
S+KOH K2S+KSO3+H2O.
6.
Na2SO3 Na2S+Na2SO4.
2. Какие из перечисленных ионов могут быть восстановителями, а какие не могут быть и почему:
2+ 2+ - - 2- 2+ 3+ 2+ 2-
Сu; Zn; С1; VO3; S; Fе; Al; Hg; WO4.
3. Какие из перечисленных реакций относятся к реакциям внутримолекулярного окисления - восстановления:
1.
NH4NO3 N2+2H2O;
2.
NH4Cl NH3+HCl;
3.
2AgNO3 2Ag+2NO2+O2;
4. 3K2MnO4+H2SO4=2KMnO4+MnO2+K2SO4+H2O
5.
2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2.
Задание 8
1. Какие из перечисленных веществ обладают окислительно-восстановительной двойственностью: Nа2СO3; Nа2SO3; NаNO3; NаNО2; МnO2; SO2; РbО2.
2. Какие из перечисленных реакций относятся к реакциям диспропорционирования:
1. 4KMnO4+4KOH=4K2MnO4+O2+H2O;
2. 2KMnO4+3MnSO4+2H2O=5MnO2+KSO4+2H2SO4;
3. 2K2MnO4+H2SO4=2KMnO4+MnO2+K2SO4+H2O;
4. 2NO2+2KOH=KNO2+KNO3+H2O;
5. NH4NO2=N2+2H2O.
3. Составить электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления и закончить уравнения реакции:
1. KJ+K2Cr2O7+H2SO4
2. MnSO4NaBiO3+HNO3 Bi(NO3)3+…
3. PJ3+HNO3(k)
4. Zn+NaOH
5. NH4NO3
6. KMnO4+FeCl3+H2SO4
7. K2CrO4+HCl
8. CaH2+2H2O
Задание 9
1. Указать, в каких из перечисленных реакций пероксид водорода служит окислителем, а в каких - восстановителем:
1.
J2+H2O2 HJO3+H2O;
2.
PbO2+H2O2 Pb(OH)2+O2;
3.
KClO3+H2O2 KCl+O2+H2O.
2. Составить электронно-ионные схемы процессов окисления и восстановления и закончить уравнения реакции:
1.
FeCl3+H2S
2.
H2S+K2Cr2O7+H2SO4
3.
KNO2+KJ+H2SO4
4.
S+H2SO4(конц.)
5.
NaJ+NaJO3+H2SO4
6.
CuJ+HNO3(конц.)
7.
S+NaOH
8.
CrCl3+Cl2+NaOH
3. Исходя из степени окисления элементов, указать, какими окислительно-восстановительными свойствами обладают следующие соединения: Nа2S; Na2SO3; Н2SO4; Nа2S2O8.
Задание 10
1. Указать, какие из приведенных реакций относятся к окислительно-восстановительным:
1. Rb+2H2O=2RbOH+H2;
2. NH4NO3+NaOH=NH3+NaNO3+H2O;
3. 2NO2+2NaOH=NaNO3+H2O;
4. So2+2NaOH=Na2SO3+H2O.
Ответ обосновать.
2. Составить уравнения методом электронного баланса и методом полуреакций:
1. Sn+HNO3(k) H2SnO3+NO2+H2O;
2. K+HNO3(k) KNO3+N2O+H2O;
3. K+HNO3(p) KNO3+NH4NO3+ H2O;
4. Ca HNO3(p)Ca(NO3)2+ NH4NO3+ H2O;
5. Pb HNO3(k) Pb(NO3)2+H2S+ H2O;
6. Zn+H2SO4(k) ZnSO4+H2S+ H2O;
7. Zn+H2SO4(k) ZnSO4+S+ H2O;
8. Zn+H2SO4(k) ZnSO4+SO2+ H2O.
БИБИЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1988, с.206-210.
Глинка Н.Л. Общая химия. Ленинград: Химия, 1982, с.266-272.
Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. Общая и нероганическая химия. М.: Химия, 1981.
Угай Я.А. Общая химия. М.: Высшая школа 1977, с.248-253.
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
6 665 836 материалов в базе
«Химия. Среднее профессиональное образование», Габриелян О.С., Остроумов И.Г.
Глава 5. Окислительно-восстановительные процессы
Больше материалов по этой теме
Настоящий материал опубликован пользователем Фомина Наталья Самуиловна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс профессиональной переподготовки
500/1000 ч.
Курс профессиональной переподготовки
500/1000 ч.
Курс профессиональной переподготовки
600 ч.
Мини-курс
4 ч.
Мини-курс
3 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.