ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ



МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего образования

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра общей химии

ОТЧЁТ

лабораторная работа №5

«Исследование окислительно-восстановительных реакций»


Выполнил: студент гр. ТОА-22

^{(подпись) (Ф.И.О.)}

Проверил

руководитель работы: _______

^{(должность) (подпись) (Ф.И.О.)}

Цель работы: познакомиться с наиболее распространёнными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научится составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Общие сведения

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления – это гипотетический заряд, который был бы на атомах данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.

Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая степень окисления равна числу электронов, который может принять данный элемент на застраивающейся np-подуровень: z_min =N-8 , где N – номер группы. Например, у серы высшая степень окисления равна 6, а низшая: 6-8=-2. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления:

Фтор –1

Кислород –2, кроме перекиси и пероксидов, в которых степень окисления кислорода –1

Щелочные металлы +1

Щелочноземельные металлы +2

Водород кроме гидридов и органических соединений, +1

Степени окисления переменно-валентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «Сумма степеней окисления всех элементов в соединения равна нулю, а в многоатомном ионе - заряду иона»

---

Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электронына валентную оболочку, а восстановитель отдаёт электроны.

Глубина восстановления перманганата зависит от кислотности среды. В кислой среде перманганат восстанавливается до степени окисления +2 согласно полуреакции:

.

В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н⁺, восстановление идет до MnO₂ по приведенной в примере полуреакции. В щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования Mn(6+) в форме манганат-иона . Уравнение полуреакции:

.

От кислотности среды зависит также состояние в растворе хрома (VI) вследствие протекания реакций:

.

Согласно принципу Ле-Шателье, в кислой среде, при избытке ионов Н⁺, равновесие смещается влево, и хром находится в растворе в форме оранжевого дихромата. В щелочной среде, когда ионы Н⁺ в недостатке, равновесие смещено вправо, и хром переходит в форму желтого хромата. Окислительная способность хрома (VI) выше в кислой среде. Дихромат – сильный окислитель, восстанавливающийся по полуреакции:

.

Хромат – слабый окислитель, поэтому хром (VI) получают обычно окислением хрома (3+) в щелочной среде по полуреакции:

.

Ход работы

Опыт №1. Окислительные свойства пероксида водорода

H₂O₂+H₂SO₄+2KI=I₂↓+K₂SO₄+2H₂O



2O^-+2ē→2O^{2- 1}

2I^--2ē→I₂⁰ 1

Раствор стал коричневого цвета, после добавления крахмал – почернел, что указало на содержание йода.

Опыт №3. Восстановительные свойства сульфидов.

2KMnO₄+H₂SO₄+H₂S=K₂SO₄+MnSO₄+S↓+H₂O

S^-2 -2ē→S⁰

---

5 восстановитель

MnO₄^- +8H⁺+5ē→Mn⁺² +4H₂O 2 окислитель

2MnO₄^- +16H⁺+5S^2-→2Mn⁺² +8H₂O + 5S⁰

Появление жёлтого осадка

Опыт№5:Восстанавительные свойства сернистой кислоты

Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + 2HI

Сера - восстановитель:

S (+4) - 2e = S +6

Иод - окислитель: I2 (0) + 2e = 2I -1

Опыт №6-7. Окислительные_и_восстановительные_свойства_нитритов.'>Окислительные и восстановительные свойства нитритов.

6 опыт:

6KI+4H₂SO₄+2NaNO₃= 2NO+ I₂↓+K₂SO₄+Na₂SO₄+2H₂O

I^--ē→I₂⁰ 1

N⁵⁺+3ē→N²⁺ 1

7 опыт:

2KMnO₄+5NaNO₂+3H₂SO₄=2MnSO₄+5NaNO₃+K2SO4+3H2O

MnO₄^- +8H⁺+5ē→Mn⁺² +4H₂O 2

NO₂^-+ H₂O -2ē→NO₃^-+2H⁺ 5

2MnO₄^- +16H⁺+5NO₂^-+5H₂O →2Mn⁺² +8H₂O + 5NO₃^-+10H⁺

Опыт №8. Окислительные свойства дихромата калия

1) K₂Cr₂O₇+4H₂SO₄+3Na₂SO₃=Cr₂(SO₄)₃ +3Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O

Cr₂O₇^2-+14H⁺+3ē→Cr³⁺+7H₂O 2

SO₃^2-+ H₂O -2ē→SO₄+2H⁺ 3

Cr₂O₇^2-+14H⁺+4SO₃+4H₂O →2Cr³⁺+7H₂O

Cr₂O₇^2-+4H⁺+3SO₃→2Cr³⁺+H₂O+SO₄

раствор стал зеленого цвета.

2)K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄+ 6KI=Cr₂(SO₄)₃+4K₂SO₄+7H₂O+3I₂

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē →2Cr³⁺+7H₂O 1

2I^--2ē→ I₂⁰ 3

Cr₂O₇^2-+7H⁺+6I^-→2Cr³⁺+7H₂O+3I₂⁰

Cr₂O₇^2-+7H⁺+6I^-→2Cr³⁺+7H₂O+5I₂⁰

помутнение раствора и выпадение осадка.

3) K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄+6Fe₂SO₄= Cr₂(SO₄)₃+3Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē →2Cr³⁺+7H₂O 1

2Fe⁺²-2ē→2Fe⁺³ 3

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6Fe²⁺ →2Cr³⁺+7H₂O+6Fe³⁺

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6Fe²⁺ →2Cr³⁺+7H₂O+6Fe³⁺

раствор стал голубоватого цвета.

Опыт №9. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах

---

(А)Кислая среда

1) 2KMnO₄+8H₂SO₄+10KI=5I₂+2MnSO₄+6K₂SO₄+8H₂O



MnO₄^- +8H⁺+5ē→Mn⁺² +4H₂O 2

2I^--2ē→I₂⁰ 5

2MnO₄^- +16H⁺+10I^-→2Mn⁺² +8H₂O + 5I₂⁰

раствор тёмно-оранжевого цвета

2) 2KMnO₄+8H₂SO₄+10Fe₂SO₄=2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂O

MnO₄^- +8H⁺+5ē→Mn⁺² +4H₂O 2

2Fe⁺²-2ē→2Fe⁺³ 5

2MnO₄^- +16H⁺+10Fe²⁺→2Mn⁺² +8H₂O +10Fe²⁺

раствор обесцветился

3) 2KMnO₄+3H₂SO₄+5Na₂SO₃=5Na₂SO₄+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O

MnO₄^- +8H⁺+5ē→Mn⁺² +4H₂O 2

SO₃^2-+ H₂O -2ē→SO₄^2-+2H⁺ 5

2MnO₄^- +8H⁺+5SO₃^2-+5H₂O →2Mn⁺² +8H₂O+5SO₄^2-

2MnO₄^-+5SO₃^2-→2Mn⁺² +3H₂O+5SO₄^2-+2H⁺

раствор обесцветился

(Б) Нейтральная среда

1) 2KMnO₄+3Na₂SO₃+H₂O =2MnO₂ +3Na₂SO₄+2KOH

MnO₄^- +4H⁺+3ē→Mn⁺² +2H₂O 2

SO₃^2-+ 2OH^- -2ē→SO₄^2-+H₂O 3

2MnO₄^--+3SO₃^2-+H₂O →2Mn⁺² +3SO₄^2-+2OH^-

выпал бурый осадок.

2) 2KMnO₄+3MnSO₄+2H₂O→5MnO₂+K₂SO₄+2H₂SO₄

MnO₄^- +8H⁺+3ē→MnO₂ +2H₂O 2

Mn⁺² -2ē +2H₂O→MnO₂ +4H⁺ 3

2MnO₄^- +16H⁺+3Mn²⁺+6H₂O →2MnO₂ +4H₂O +3MnO₂+12H⁺

2MnO₄^-+3Mn²⁺+2H₂O →5MnO₂+4H⁺

раствор стал бурого цвета.

(В)

2KMnO₄+KOH +Na₂SO₃ =Na₂SO₄ +2K₂MnO₄ +H₂O

MnO₄^- +ē→ MnO₄^- 2

SO₃^2-+ 2OH^- -2ē→SO₄^2-+H₂O 1

2MnO₄^-+SO₃^2-+2OH^- →2MnO₄^-+SO₄^2-+ H₂O

раствор стал изумрудного цвета.

Заключение: из проведенных реакции следует, что перманганат калия обладает наибольшими свойствами окислителя в кислой среде.

Вывод:

В ходе данной лабораторной работы я познакомился с наиболее распространенными окислителями, восстановителями и продуктами их взаимодействия между собой, а также научился составлять уравнения ОВР.

---

---

Смотрите также файлы

• Практических заданий по дисциплине этика государственной и муниципальной службы.docx

• Практическая работа 7 по теме Социальный конфликт. Цель закрепить знания о видах социального конфликта и способах его решения.docx

• Учебник для студентов вузов под ред. Г. Б. Поляка, А. Н. Марковой. 3е изд перераб и доп. М. Юнитидана, 2015. 887 с.docx

• Контрольная работа. 1 полугодие. Вариант 1 Во всем остальном придерживайся общих требований к оформлению домашних работ. Спасибо!.pdf

• Отчет о прохождении учебной практики по профессиональному модулю пм. 01 Обеспечение реализации прав граждан в сфере пенсионного обеспечения и социальной защиты в период с 10 августа 2022 г по 23 августа 2022 г..pptx