Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность

Некоторые элементы могут проявлять переменные степени окисления - низшие, высшие и промежуточные. Например, азот в аммиаке имеет низшую степень окисления (-3), а в азотной кислоте - высшую степень окисления (+5). Существует также ряд соединений, где азот имеет промежуточные значения степени окисления между этими крайними значениями.

Соединение азота N 2 H 4 NH 2 OH N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2

Степень окисления -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

Соединения, которые содержат атомы в крайних степенях окисления, ведут себя однозначно: либо являются окислителями, либо - восстановителями. Так, атомы азота в аммиаке, ионе аммония, нитридах металлов не способны более к присоединению электронов, поэтому данные вещества проявляют только восстановительные свойства за счет азота в степени окисления (-3). В азотной кислоте, нитратах, оксиде азота (+5) атомы азота уже не способны терять электроны, поэтому эти вещества проявляют только окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5).

Если вещество содержит атомы элемента в промежуточной степени окисления, то оно может вести себя двояко: может, как приобретать электроны, так и терять их. В первом случае вещество ведет себя как окислитель, во втором случае - как восстановитель. Все определяется химической природой партнера.

Например, простое вещество сера проявляет восстановительные свойства по отношению к хлору и кислороду; с другой стороны, она может быть окислителем по отношению к металлам и водороду. В подавляющем большинстве случаев, водород ведет себя как восстановитель, но по отношению к активным металлам проявляет окислительные свойства. Йод является очень слабым окислителем, зато легко проявляет восстановительные свойства по отношению азотной кислоте или хлорной воде.

3 I 2 + 2Аl = 2 Аl I 3 ;

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIО 3 + 10 HCl.

Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, кроме фтора, характерны реакции диспропорционирования, когда атомы хлора являются одновременно и окислителями, и восстановителями:

Cl 2 + 2KOH = KOCl + KCl + H 2 O

Азотистая кислота и нитриты - одно из наиболее распространенных веществ с окислительно-восстановительной двойственностью. Действуя, как восстановитель, они окисляются до азотной кислоты или нитратов. Проявляя окислительные свойства, они восстанавливаются до NO или еще более низких степеней окисления, если это позволяет восстановитель.

• 5HNO 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O;
• 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

Пероксид водорода, пероксиды металлов, дисульфид водорода и дисульфиды металлов. В соединениях такого типа содержатся атомы кислорода и серы со степенью окисления (-1). В присутствии восстановителя эти атомы могут принимать еще по одному электрону и понижать степень окисления до (-2). При взаимодействии с окислителями они способны отдавать электроны, повышая степень окисления до нуля и образуя свободные кислород или серу.

• 5H 2 O 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O;
• 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Сернистая кислота, оксид серы (+4), сульфиты.

В этих соединениях содержатся атомы серы в промежуточной степени окисления (+4). Поэтому, проявляя восстановительные свойства, они могут окисляться до серной кислоты, оксида серы (+6) и сульфатов, где атомы серы имеют степень окисления (+6). При взаимодействии с очень сильными восстановителями, они могут проявлять окислительные свойства, восстанавливаясь до свободной серы, где атомы серы имеют степени окисления (0).

• 3K 2 SO 3 + 2KМnO 4 + H 2 O = 3K 2 SO 4 +2MnO 2 + 2KOH;
• 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.

Говоря об окислительно-восстановительной двойственности, нужно помнить, что в некоторых случаях она может быть обусловлена различной природой отдельных составных частей молекулы. Например, соляная кислота HCl проявляет восстановительные свойства за счет хлорид-ионов Cl Ї , и окислительные свойства за счет катионов H + .

В одну пробирку поместить 2-3 капли раствора иодида калия, в другую столько же раствора перманганата калия. Подкислить оба раствора добавлением такого же объема раствора серной кислоты. В обе пробирки добавить раствор пероксида водорода Н 2 О 2 до изменения окраски. Что наблюдается? Пузырьки какого газа выделяются во второй пробирке?

В первую пробирку добавьте несколько капель крахмала. О чем говорит изменение окраски крахмала?

Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах пероксида водорода.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Что называется степенью окисления?

2 Какие вещества являются окислителями, восстановителями?

3 Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют? Привести примеры.

4 Каким соединениям присуща окислительно-восстановительная двойственность?

5 Методом электронного баланса подберите коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

А) K 2 S + KМnO 4 + Н 2 SO 4 S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Б) Zn + K 2 CrO 7 + H 2 SO 4 ZnSO 4 + Cr 2 (SO 4) + H 2 SO 4 + H 2 O

В) NaJ + KMnO 4 + KOH J 2 + K 2 MnO 4 + NaOH

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.

В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем , или центральным атомом . В непосредственной близости к нему расположены (координированы ) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами . Коплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число s-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу s-связей, образуемых лигандом с комплексообразователем лиганды делятся на моно -, ди - и более дентатные лиганды.

За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера , содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ионы (если комплексный ион заряжен положительно); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.

Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом, в основном, силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени. Поэтому с помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы. В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками.

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем – катион в родительном падеже. При этом в названии аниона употребляется корень латинского наименования комплексообразователя, а в названии катиона – его русское наименование в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (CI - - хлоро,SO 4 2- -сульфато, ОН - - гидроксо и т.п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак – аммин; последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисленности (в скобках римскими цифрами после названия компексообразователя).

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат».

Названия нейтральных комплексных частиц образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисленности не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Например, – дихлордиамминплатина.

По принадлежности к определенному классу соединений различают:

Комплексные кислоты – H 2 , H;

Комплексные основания – OH, (OH) 3 ;

Комплексные соли – K 2 , CI 3 .

По природе лигандов . Если лигандом является вода, комплексы называются аквакомплексами: SO 4 , (NO 3) 2 . Комплексы, образованные аммиаком, - аммиакаты: CI, CI, SO 4 , CI 2 . оксалатные, карбонатные, цианидные, галогенидные и другие комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кислот, называют ацидокомплексами. Например, K 4 и K 2 – цианидный и иодидный ацидокомплексы. Соединения с ОН-группами в виде лигандов называют гидроксокомплексами, например: K 3 .

По знаку заряда комплекса различают:

Катионные комплексы – CI 3 , CI 2 ;

Анионные комплексы – Li, K 2 ;

Нейтральные комплексы – , .

Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы. Более сложными являются бикомплексы, состоящие из комплексных катионов и анионов, например .

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Опыт 1. Свойства некоторых аквакомплексов (кристаллогидратов )

В фарфоровые тигли поместите 1–2 микрошпателя кристаллогидратов CuSO 4 ·5Н 2 О, CoCl 2 ·6H 2 O, CrCl 3 ·6H 2 O, NiSO 4 ·7H 2 O. Нагревайте кристаллогидраты на плитке, перемешивая их время от времени стеклянной палочкой. Обратите внимание на изменение цвета кристаллов. После того, как тигли остынут, добавьте в них 1–2 капли воды и вновь отметьте изменение окраски раствора.

Объясните, почему изменяется окраска исследуемых веществ при нагревании и при растворении. Напишите уравнения реакций.

Если степень окисления некоторого атома в химическом соединении промежуточная, то этот атом может как принимать электроны (т.е. быть окислителем), так и отдавать их (т.е. быть восстановителем). Такое поведение, в частности, характерно для пероксида водорода, поскольку в состав молекулы Н 2 O 2 входят атомы кислорода в промежуточной степени окисления минус 1:

(окислитель) ® Н 2 O –2 (2O –1 + 2e – ® 2O –2)

(восстановитель) ® O 2 0 (2O –1 – 2e – ® O 2 0).

При прогнозировании поведения пероксида водорода и других веществ, характеризующихся окислительно-восстановительной двойственностью, необходимо учитывать следующее. Если, например, для пероксида водорода партнёром по реакции является вещество, способное быть только окислителем (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7), то H 2 O 2 будет вести себя как восстановитель и окисляться до O 2 . Если же пероксид водорода взаимодействует с веществом, способным проявлять только восстановительные свойства (KI), то молекулы H 2 O 2 будут выполнять функцию окислителя, восстанавливаясь до молекул H 2 O.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна также для азотистой кислоты и нитритов:

(окислитель) ® , или , или ;

(восстановитель) ® .

Активные неметаллы, например, галогены в щелочных растворах подвергаются реакциям самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования); в этих реакциях одна часть атомов простого вещества является окислителем, а другая – восстановителем:

Cl 2 0 ® 2Cl –1 Cl 2 0 ® 2Cl –1

Cl 2 0 ® 2 Cl 2 0 ® 2

Несмотря на то, что вещества, в состав которых входит атом в промежуточной степени окисления, теоретически могут быть как окислителями, так и восстановителями, на практике часто преимущественно проявляются либо окислительные, либо восстановительные свойства. Например, атомы Mn +4 , Cu +2 , Fe +2 , S +4 в соединениях MnO 2 , CuSO 4 , Fe(OH) 2 , Na 2 SO 3 , в принципе, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, однако оксид марганца (IV) в кислых растворах – сильный окислитель , восстанавливающийся в соответствии со схемой:

MnO 2 ® Mn 2+ ;

соединения двухвалентной меди проявляют окислительные свойства , восстанавливаясь до соединений одновалентной меди:

Cu 2+ ® Cu +1 ;

соединения железа (II) легко окисляются до соединений железа (III) :

Fe 2+ ® Fe 3+ ; Fe(OH) 2 ® Fe(OH) 3 ;

растворимые соли железа (III) проявляют окислительные свойства , восстанавливаясь до соединений железа (II):

Fe 3+ ® Fe 2+ ;

сульфиты – сильные восстановители и легко окисляются до сульфатов:

SO 3 2– ® SO 4 2– .

Некоторые неметаллы (C, S, P, As) окисляются концентрированной азотной кислотой до высшей степени окисления:

С ® CO 2 ; S ® SO 4 2– P ® H 3 PO 4 As ® H 3 AsO 4

Йод окисляется азотной кислотой до степени окисления +5: I 2 ® HIO 3 .

Сама HNO 3 в этих реакциях может восстанавливаться как до NO 2 , так и до NO.

Неметаллы могут также окисляться концентрированной серной кислотой:

С ® CO 2 ; S ® SO 2 H 2 ® H 2 O P ® H 3 PO 4

При этом H 2 SO 4 восстанавливается до SO 2 .

Пример 4.1 Спрогнозируйте продукты следующей окислительно-восста-новительной реакции и составьте уравнение реакции ионно-электронным методом (т.е. методом полуреакций): K 2 Cr 2 O 7 + N 2 H 4 + H 2 SO 4 ® … .

При выполнении данного задания следует учитывать, что запись H 2 SO 4 в условии подразумевает разбавленную серную кислоту; если в реакции участвует концентрированная серная кислота – будет применяться запись H 2 SO 4 (конц.).

Разбавленная серная кислота в подавляющем большинстве окислительно-восстановительных реакций (исключение – реакции с активными металлами) не проявляет себя ни как окислитель, ни как восстановитель и применяется для создания кислой среды. Следовательно, окислитель и восстановитель нужно искать среди двух оставшихся веществ. Атом хрома в K 2 Cr 2 O 7 находится в высшей степени окисления +6. Поэтому в любой окислительно-восстановительной реакции K 2 Cr 2 O 7 ведёт себя как окислитель. В кислой среде дихромат-ионы восстанавливаются до ионов Cr 3+ : Cr 2 O 7 2– ® 2Cr 3+ .

В молекуле N 2 H 4 атом азота находится в промежуточной степени окисления минус 2. Теоретически атом в промежуточной степени окисления может быть как окислителем, так и восстановителем. Но в данной реакции функцию окислителя выполняет K 2 Cr 2 O 7 . Поэтому гидразин (N 2 H 4) – восстановитель. Как уже было ранее сказано, атомы-восстановители в отрицательной степени окисления обычно окисляются до нулевой степени окисления. Поэтому, даже не зная химии гидразина, можно предположить, что продуктом его окисления в данной реакции будет азот: N 2 H 4 ® N 2 ­.

Исходные схемы превращений: Cr 2 O 7 2– ® 2Cr 3+

N 2 H 4 ® N 2 ­

Процедура составления ионно-электронных уравнений подробно рассмотрена в методических указаниях по общей химии . Напомним кратко важнейшие правила уравнивания атомов кислорода и водорода при составлении полуреакций.

В ту часть составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, где имеется недостаток атомов кислорода, следует записать на каждый недостающий атом О одну молекулу Н 2 О, а в другую часть уравнения – два иона Н + .

В ту часть составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, где не хватает атомов водорода следует записать нужное количество ионов Н + .

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – ® 2Cr 3+ + 7H 2 O 2

N 2 H 4 ® N 2 ­ + 4H + + 4e – 3

Аннотация

Данная работа рассчитана для учителей химии. Урок предназначен для учащихся 10 класса с углубленным изучением предмета.

Конспект

Тема урока: «Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия»

ЦЕЛЬ:

Обучающая

Обеспечить углубление сведений об окислительно – восстановительной двойственности серы в степени +4 на примере сульфита натрия, закрепление умений составления окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса.

Развивающая

Организовать формирование личностных качеств обучающихся:

склонность к анализу, сравнению, сопоставлению химических свойств соединений серы +4 с другими ее формами

навыков ведения учебного диалога, организации и планирования учебного сотрудничества в группе

навыков проведения экспериментов

Воспитывающая

Способствовать формированию у обучающихся ответственного отношения к деятельности, коммуникативной компетентности, установления межличностных отношений и бережного отношения к окружающему миру

Соблюдения правил безопасной работы с веществами и лабораторным оборудованием

Задачи урока

создать педагогические условия для овладения естественно – научными способами деятельности: наблюдение, эксперимент, учебное исследование

формировать надпредметные умения: обобщать путем сравнения, рассуждать по аналогии, систематизировать, выявлять причинно – следственные связи, работать с таблицами (в том числе и Периодической системой химических элементов)

побудить к осознанию значимости химических знаний в бытовой и производственной деятельности

акцентировать внимание на безопасное обращение с химическими веществами

Тип урока : углубление знаний по теме «Сера и ее соединения»

Ход урока

1.Организационный момент:

Учитель: Добрый день, ребята! Я рада вас видеть и очень хочу начать работу с вами! Хорошего вам настроения и успехов!

2. Постановка цели урока. Мотивация учебной деятельности учащихся.

Учитель: Сейчас мы поработаем с материалом, который внешне далек от химии, но поможет сформулировать тему урока.

Внимание на доску! (слайд 2).

Ознакомьтесь с содержанием слайда. Ответьте на вопрос! Где вы поставите запятую в этом предложении.

Предполагаемый ответ: Помочь, нельзя оставить!

Учитель: Есть другое мнение? (Нет).

Какой другой вариант постановки запятой имеется?

Предполагаемый ответ : Помочь нельзя, оставить!

Учитель: Как повлияла постановка запятой на смысл данного суждения?

Предполагаемый ответ: в первом случае – помочь, во втором – нет помощи.

Учитель: Как, одним словом можно назвать эти два противоположных мнения?

Предполагаемый ответ: дуализм, противоположность и другие.

Учитель: Скажите, есть ли в химии подобная ситуация? Подумайте, имеются ли соединения, которые ведут себя по-разному, в зависимости от условий!

Предполагают. Слайд 3.(Варианты ответов)

Учитель: Итак, молодцы, откройте тетради, запишите число и тему:

«Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия».

Учащиеся записывают в тетрадь тему урока.

Давайте на основании проделанной работы, сейчас определим цель занятия .

Учащиеся предполагают цель урока. (Изучить окислительно – восстановительную двойственность серы и др. варианты)

Учитель : цель нашего урока экспериментально доказать двойственность соединений серы на примере сульфита натрия.

3. Актуализация знаний.

Учитель : Но прежде, ответьте на следующие вопросы? (Слайд 4)

Что такое окислитель? (Окислитель - частица (атом, молекула, ион), которая отдает электроны).

Что такое восстановитель? (Восстановитель – частица, которая присоединяет электроны).

В чем заключается окислительно – восстановительная двойственность? (Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции).

Какие степени окисления характерны для серы и ее соединений?(-2,0,+4,+6)

(Слайд 5) Как вы думаете, о какой степени окисления на сегодняшнем уроке пойдет речь? (+4, потому что в сульфите натрия степень окисления серы +4).

Учитель: Мы ответили на все вопросы и теперь готовы перейти к доказательству двойственности. Итак, переходим к эксперименту.

4. Динамичная пауза

Каждый из вас получил карточку, в которой указано номер пищевой добавки класса сульфитов. Займите места в группе за столом, который соответствует полученному вами номеру. (Ребята пересаживаются). В группе выберите координатора. (Пауза).

Координаторы, поднимите руку. Ваша задача в процессе экспериментальной работы заполнять инструктивную карту по результатам деятельности вашей группы.

5. Постановка проблемно – развивающего эксперимента.

Учитель: Ребята, помните правила при работе с реактивами и лабораторным оборудованием. Если вы забыли, на столах лежат памятки. (Слайд 6).

Приступаем!

Опыт 1. Окисление сульфита натрия с хлоридом железа (III). (Слайд 7).Группы работают строго по инструктивной карте.

Методика опыта.

Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% -ный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка.

Выполнение опыта: В пробирку с раствором хлорида железа (III)добавляют раствор гидросульфита натрия. Интенсивность окраски раствора значительно возрастает. При нагревании полученного раствора цвет постепенно изменяется: сначала окраска ослабевает, а затем раствор становиться бесцветным.

Учитель: 1. Почему в начале опыта окраска раствора значительно усиливается? (Растворы солей железа (III), подвергших сильному гидролизу, окрашены в темно – коричневый цвет. Поэтому, на первом этапе происходила не ОВР, а преимущественно гидролиз).

2. Почему желтовато – коричневая окраска раствора хлорида железа (III) исчезает только при нагревании? (При нагревании раствора между этими веществами протекает ОВ процесс, т.к. нагревание способствует усилению окислительных свойств хлорида железа (III).

Учитель: запишите уравнение реакции на доске.

Один представитель группы записывает уравнение реакции и составляет электронный баланс. Осуществляется взаимопроверка.

2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2+ Na2SO4+ 2HCl

Fe+3 +1e → Fe+2 │2

S+4 -2e → S+6 │1

Fe+3 - окислитель

S+4 - восстановитель

Каждая группа формулирует вывод по данному опыту. Координатор, одной из групп зачитывает вывод.

Предполагаемый ответ: Сульфит натрия проявляет восстановительные свойства. Хлорид железа (III) окисляет сульфит натрия только при нагревании, поскольку в этих условиях его окислительная способность более высокая.

Учитель : Приступаем ко второму опыту: окисление сульфата железа (II) сульфитом натрия. (Слайд 8).

Методика:

Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% - ный раствор сульфата железа (II), раствор гексацианоферрата (II) калия; пробирки.

а) Налейте в пробирку раствор иодида калия, подкислите его серной кислотой и добавьте немного пероксида водорода. Реакция протекает по схеме:

KJ +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → J 2 + K 2 SO 4 + …

Что наблюдается? Какую функцию выполняет пероксид водорода в этой реакции?

Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия, подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода. Как меняется цвет раствора?

Реакция протекает по схеме:

KMnO 4 +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO 4 + O 2 …

Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Какие свойства проявляет пероксид водорода в этой реакции?

Примечание: В ряде вышеприведенных окислительно-восстановительных реакций изменяется цвет раствора. По изменению цвета раствора можно судить о продуктах окисления-восстановления, если знать цвета соответствующих ионов.

Опыт 5. Влияние характера среды на протекание окислительно -восстановительных реакций.

В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую пробирку добавьте 2 капли разбавленной серной кислоты (кислая среда), во вторую пробирку добавьте 2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью добавьте 2 капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую из пробирок добаьте порошкообразный сульфит натрия. Отметьте наблюдаемые явления.

Обратите внимание, что перманганат ион (MnO 4 -1) - фиолетового цвета, манганат ион (MnO 4 -2) - зеленого, оксид марганца (IV) (MnO 2) - бурого цвета, а ион Mn +2 - бесцветный.

Напишите уравнения наблюдаемых реакций. Для всех уравнений составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты. К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?

Опыт 6. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Термическое разложение бихромата аммония. (Опыт проводятся лаборантом)

Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония в виде горки в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени газовой горелки стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Учитывая, что при термическом разложении бихромата аммония образуется оксид хрома (III), азот и вода, с помощью метода электронного баланса составьте уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель.

Опыт 7.Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)

Внесите в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавьте к ней по каплям разбавленного раствора гидроксида натрия до обесцвечивания раствора. Запишите уравнение реакции, принимая во внимание, что продуктами являются бромид натрия, гипобромид натрия (NaBrO) и вода. Составьте уравнения электронного баланса,

укажите окислитель и восстановитель?

1. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительно-восстановительными?

2. Окисление или восстановление происходит при переходах:

3. Заполните приведенную ниже таблицу, используя следующие вещества:

4. Подберите коэффициенты и вычислите эквивалентную массу перманганата калия и нитрита натрия в следующих реакциях:

5. Подберите коэффициенты в уравнениях следующих межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций:

6. Подберите коэффициенты в следующих уравнениях реакций диспропорционирования:

Лабораторная работа 14.

Тема: ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического «мостика», который изготовляется из U-образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой «мостик» проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов.

Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах: окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю).

Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС). ЭДС – это разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, т.е. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие:

Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений), чтобы получить наибольшую ЭДС.

Для примера рассмотрим магниево-серебряный гальванический элемент.

Найдем в ряду напряжений эти металлы и их стандартные электродные потенциалы:

Магний – более активный металл, он при работе гальванического элемента является анодом, то есть окисляется, а на серебряном электроде происходит восстановление катионов серебра из раствора, то есть серебряный электрод является катодом:

Электрохимическая схема гальванического элемента и его токообразующая реакция в ионном виде записываются так:

Уравнение токообразующей реакции в молекулярном виде показы-вает, что данный гальванический элемент производит электроэнергию за счёт окислительно-восстановительной реакции вытеснения менее ак-тивного металла более активным из раствора его соли:

Mg + 2AgNO 3 = Mg(NO 3) 2 + 2Ag↓

Электродвижущая сила магниево-серебряного гальванического элемента при стандартных условиях рассчитывается по формуле:

При работе гальванического элемента в нестандартных условиях вначале необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода по уравнению Нернста:

где j 0 Me / Me n+ – стандартный электродный потенциал; Т – температура; n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю; – молярная концентрация катионов металла в растворе электролита; R – молярная газовая постоянная; F – постоянная (число) Фарадея.

При стандартной температуре (298 К), но нестандартном значении концентрации катионов пользуются упрощенным вариантом этого уравнения:

Экспериментальная часть

Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов, сборке гальванического элемента и определение его ЭДС.

Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов

В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило.

Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей

Металл	Ионы металла в растворе
Mg 2+	Zn 2+	Fe 2+	Sn 2+	Pb 2+	Cu 2+
Mg	––
Zn		––
Fe			––
Sn				––
Pb					––
Cu						––

В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?

Опыт 2. Cборка гальванического элемента и измерение его ЭДС

Собрать гальванический элемент, электродами которого служат цинк и медь. Для этого взять два химических стакана и заполнить их растворами солей с известной концентрацией: один – сульфатом цинка, а другой – сульфатом меди (II), и соединить их электролитическим мостиком. Электролитический мостик – это U-образная стеклянная трубка, заполненная раствором электролита, например хлорида или сульфата натрия, а в простейшем случае это лента фильтровальной бумаги, смоченная раствором любого электролита.

В первый стакан опустить цинковый электрод, во второй – медный. Подключить к клеммам вольтметр и замерить напряжение на электродах. В отчете отразить следующее: 1) записать собранный гальванический элемент его в виде электрохимической схемы; 3) написать схемы анодного и катодного процессов и уравнение токообразующей реакции; 4) вычислить теоретическое значение ЭДС, сравнить его с измеренным и рассчитать погрешность опыта; 5) в выводе объяснить, почему изме-ренное значение ЭДС отличается от теоретического.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро в ряд по увеличению окислительных свойств их катионов.

2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите: а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами; б) вытесняющие никель из растворов его солей.

3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 °С.

4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если элек-трод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 °С.

5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами со-лей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах 0,1М (температура стандартная).

6. Напишите схему двух гальванических элементов, в одном из ко-торых цинк является катодом, а в другом анодом; вычислите их ЭДС.

7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента:

Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообразующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях.

Лабораторная работа 15.

Тема: ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов: катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления.

При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие.

1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота), восстанавливаются согласно уравнению:

Ме n+ + nе = Me

2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (от лития до алюминия), не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды:

2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН -

3. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др.), восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, т.е. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше.

Закономерности окисления на аноде следующие.

1. Простые анионы (Сl - , Br - , I - , S 2-), кроме F - -ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например:

2Cl - – 2е = Сl 2

2. Сложные анионы (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- и др.) и F - -ионы не окисляются. В этом случае на аноде происходит окисление воды:

2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н +

Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом: платина, графит, электродная сталь.

Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, то в этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов

Ме – nе = Me n+ ,

а на катоде происходит восстановление этого же металла

Ме n+ + nе = Me

Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом.

Экспериментальная часть

Целью работы является экспериментальное ознакомление с различными типами электролиза солей.

Опыт 1. Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами

Собрать электролизер, используя графитовые стержни в качестве электродов. Залить в электролизер раствор хлорида никеля (II), включить электроды в сеть постоянного электрического тока и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла на одном электроде (как этот электрод называется?) и газа (какого?) – на другом электроде (как он называется?).

В отчете нарисовать схему электролизера, описать опыт и наблюдения. Записать уравнения катодного и анодного процессов и общее уравнение электролиза хлорида никеля (II).

Опыт 2. Электролиз хлорида натрия с инертными электродами

Очистить электроды после первого опыта наждачной бумагой и вновь собрать электролизер. Залить в него раствор хлорида натрия и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. После проведения электролиза установить с помощью индикатора среду раствора.

В отчете описать наблюдения и результаты электролиза. Записать уравнения катодного и анодного процессов, образования щелочи в растворе и общее уравнение электролиза раствора хлорида натрия.

Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с инертными электродами

Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, и наполнить его раствором сульфата натрия. Вести электролиз 5–6 мин, наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. В конце опыта отобрать пипеткой пробы раствора из катодной и анодной части электролизера и установить среду растворов.

В отчёте описать опыт и наблюдения, написать схемы процессов на электродах, «вторичных» процессов и общее уравнение реакции элек-тролиза.

Опыт 4. Электролиз сульфата меди (II) с инертными электродами

Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, наполнить его раствором CuSO 4 и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла (какого?) на катоде и газа (какого?) на аноде.

В отчёте описать опыт и наблюдения, привести схемы электродных процессов и уравнения реакций.

Опыт 5. Электролиз сульфата меди (II) с активным анодом

Ничего не меняя в электролизере после четвёртого опыта, повернуть вилку электропитания на 180° и включить ее в сеть постоянного тока. В этом случае электрод, бывший катодом в четвертом опыте (покрытый слоем меди), становится анодом. Провести электролиз 5–6 мин, описать наблюдения, записать уравнения анодного и катодного процессов.

В отчете сделать общий вывод о закономерностях электролиза различных типов солей при использовании инертных электродов и активного анода.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Приведите примеры металлов, которые можно получить элек-тролизом растворов их солей.

2. Установите последовательность восстановления металлов из расплава смеси: AlCl 3 , CuCl 2 , FeCl 2 , CdCl 2 .

3. Рассчитайте минимальное напряжение разложения, которое необходимо приложить к электродам для начала электролиза расплава хлорида алюминия.

4. Газообразными продуктами электролиза каких солей являются только хлор и водород?

5. Электролиз раствора какой соли приводит к увеличению её кон-центрации в растворе: FeCl 3 , NaNO 3 , Cu(NO 3) 2 , NaCl?

6. На рисунке изображен электролизер с угольными электродами. Какая соль находится в растворе: Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Na 2 S, AgNO 3 ? Объясните свой выбор. Напишите уравнения происходящих процессов.

7. Вычислите объем газа, выделившегося на аноде при электролизе раствора нитрата натрия за 1 час, если сила тока равна 5А, а выход по току 90 %.

Лабораторная работа 16.

Тема: КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозией называется разрушение металлов вследствие химического воздействия окружающей среды.

При коррозии металлы окисляются и теряют присущие им свойства. Коррозия приводит к большим материальным потерям, происходящим в результате нарушения целостности трубопроводов, цистерн, металлических частей машин, корпусов судов, морских сооружений и т.д. Безвозвратные потери металлов от коррозии составляют 8–10 % от ежегодного их выпуска.

По механизму протекания коррозия подразделяется на два типа:

1) химическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с сухими газами и жидкостями, не проводящими ток (неэлектролитами);

2) электрохимическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с растворами электролитов.

К электролитам относится вода обычная и морская, растворы солей, кислот и щелочей, влажные газы. Во влажных газах и в воздухе содержатся пары воды, которые адсорбируются на поверхности металлов, образуя тонкую невидимую для глаз пленку жидкой воды, в которой растворяются кислород, углекислый газ, сернистые газы, оксиды азота и другие газы, присутствующие в атмосфере; при этом образуются кислоты. Таким образом, во влажном воздухе на металлы действуют растворы электролитов.