МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

Санкт-Петербургский горный университет



Кафедра общей химии

ОТЧЕТ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

Исследование окислительно-восстановительных реакций

Выполнил: студент гр. ГГ-21-2 Соловьёв Н.Ю.

(шифр группы) (подпись) (Ф.И.О.)

Проверил:

(должность) (подпись) (Ф.И.О.)

Санкт-Петербург

2022
Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться 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 отрицательная степень окисления равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающийся 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 пероксидов, в которых степень окисления кислорода −1; щелочные металлы +1; щелочноземельные металлы +2; водород, кроме гидридов и органических соединений, +1.

Степени окисления переменновалентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю, а в многоатомном ионе – заряду иона».

Например, в дихромате калия K₂Cr₂O₇ согласно балансу зарядов 2

---

z_K + 2z_Cr + 7z_O = 0, следовательно, подставив z_K = 1 и z_O = −2, получаем z_Cr = +6; в перманганат-ионе z_Mn + 4z_O = −1, следовательно, z_Mn = +7.

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

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие. Возьмем в качестве примера восстановление перманганата нитритом калия в нейтральной среде:

KMnO₄ + KNO₂ + H₂O = 

Определяют степени окисления переменновалентных элементов, окислитель и восстановитель. Калий, кислород и водород имеют постоянные значения степеней окисления, указанные выше. По балансам зарядов вычисляем z_Mn = +7, z_N = +3. Поскольку марганец в высшей степени окисления, равной номеру группы, он является окислителем. Азот может повысить степень окисления до номера группы +5, поэтому он является восстановителем.

Составляют ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду и ионы: H⁺ в кислой среде или ОН^ в щелочной среде.

Восстановление: .

Окисление: .

Приводят число электронов к наименьшему общему кратному, в примере к 6. Для этого уравнения полуреакций домножают на соответствующие коэффициенты, в примере на 2 и 3. Суммируют уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях и учитывая нейтрализацию Н⁺ + ОН^ = Н₂О. В результате получают ионное уравнение реакции:

.

Составляют молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH.

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:

.

Cогласно 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:

.

Протокол лабораторной работы:

1 Опыт: Окислительные св-ва перекиси водорода.

H₂O₂+H₂SO₄+2KI = I₂↓+K₂SO₄+2H₂O

O₂^-1 + 2e → 2O^2- 1 – окислитель; восстановление

2I⁺¹ – 2e → 2I⁰1 – восстановитель; окисление

В ходе реакции раствор стал коричневого цвета, после добавления крахмала – почернел.

3 Опыт: Восстановительные свойства сульфидов.

8KMnO₄ + 12H₂SO₄ + 5N = 12H₂O + 4K₂SO₄ + 8MnSO₄ + 5N

Mn⁷⁺ + 5e → Mn²⁺ 2 – окислитель; восстановление

---

S^-2 – 2e → S⁰ 5 – восстановитель; окисление

В ходе реакции раствор обесцветился.

5 Опыт: Восстановительные свойства сернистой кислоты

I₂ + H₂SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + 2HI

S⁺⁴ -2e → S⁺⁶ 2 – восстановитель; окисление

2I⁰ + 2e → 2I^-1 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор окрасился в желтый цвет, а затем обесцветился.

6 Опыт: Окислительные и восстановительные свойства нитритов.

KI + H₂SO₄ + 2NaNO₂ = H₂O + K₂SO₄ + NO↑ + I₂ + Na₂SO₄



2I^-1 – 2e → 2I⁰ 2 – восстановитель; окисление

2N⁺³ + 2e → 2N⁺² 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции произошла бурная хим. реакция с выделением NOи изменением цвета на тёмно-зеленый.

2NO + I₂ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O + C₆H₁₀O₅ = K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2NO + 2H₂O + C₆H₁₀O₅I₂

7 Опыт.

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

N⁺³ – 2e → N⁺⁵ 5 – восстановитель; окисление

Mn⁺⁷ + 5e → Mn⁺² 2 – окислитель; восстановление

Сначала раствор имел розовый оттенок, а после добавления раствора натрия – обесцветился.

8 Опыт.

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

3S⁺⁴ -3*2e → 3S⁺⁶ 3 – восстановитель; окисление

Cr⁺⁶ + 2*3e → Cr⁺³ 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор окрасился в темно-зелёный цвет.

2. 
   K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3Na₂SO₃ = 4H₂O + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄
   

I^-1 – e → I⁰ 3 – восстановитель; окисление

Cr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ 1 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор помутнел, S выпала в осадок.

---

3. 
   K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ = 7H₂O + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃
   

3Fe⁺² – 3*2e → 3Fe⁺³ 3 – восстановитель; окисление

Cr⁺⁶ + 2*3e → Cr⁺³ 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор окрасился в оранжевый цвет.

9 Опыт.

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

2I^-1 – 2e → 2I⁰ 5 – восстановитель; окисление

Mn⁺² + 5e → Mn⁺² 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор окрасился в желтый цвет, наблюдался осадок I₂

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

5S⁺⁴ – 10e → 5S⁺⁶ 5 – восстановитель; окисление

2Mn⁺⁷ + 10e → 2Mn⁺² 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор обесцветился.

3) 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ + 10FeSO₄ = 8H₂O + K₂SO₄ +2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃

10Fe⁺² – 2e → 10Fe⁺³ 10 – восстановитель; окисление

2Mn⁺⁷ + 10e → 2Mn⁺² 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор приобрел светло-желтый цвет.

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

3S⁺⁴ -6e → 3S⁺⁶ 10 – восстановитель; окисление

2Mn⁺⁷ +10e → 2Mn⁺² 6 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор приобрел темно-желтый цвет, выпал коричневый осадок.

2) 2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 4H₂O = 5Mn0₂↓ + 3H₂SO₄ + 2KOH

Mn⁺² – 2e → Mn⁺⁴ 3 – восстановитель; окисление

Mn⁺⁷ + 3e → Mn⁺⁴ 2 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор приобрел коричневый цвет.

(В) 6KMnO₄ + KI + 6KOH = 6K₂MnO₄ + KIO₃+ 3H2O

I^-1 – 6e → I⁺⁵ 6 – восстановитель; окисление

6Mn⁺⁷ + 6e → 6Mn⁺⁶ 6 – окислитель; восстановление

В ходе реакции раствор позеленел.

Вывод: познакомилась с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научилась составлять уравнения ОВР.

---

Смотрите также файлы

• Инструментарий сетевого администратора для наблюдения.docx

• Типы речи 5 класс.docx

• Наводнения являются одним из самых распространённых стихийных бедствий и составляют 19% от общего числа природных катастроф.docx

• Комплексное исследование доступности противоаллергических антигистаминных лекарственных препаратов на региональном уровне.pdf

• Фио классного руководителя Хлебушкина Ирина Григорьевна Место работы мбоу Центр образования Опочецкого района сп Средняя школа 4 Класс 9Б.docx