Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 8 из 17)
Cl2о + 2ē ® 2Cl- - восстановление молекулы Cl2.
Окислитель - атом, молекула или ион, присоединяющие электроны.
Восстановитель - атом, молекула или ион, отдающие электроны. В ОВР число отданных восстановителем электронов всегда равно числу электронов, присоединенных окислителем.
Один из методов расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР - метод электронного баланса. При этом используется следующая последовательность действий.
1) Составляется схема реакции. Например:
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2) Определяются степени окисления элементов (до и после реакции), у которых она меняется в ходе реакции.
Cu0 - 2ē ® Cu+2 ½1
N+5 + ē ® N+4 ½ 2
3) Составляют схему процессов окисления и восстановления и выбирают коэффициенты перед окислителем и восстановителем так, чтобы число отданных и присоединенных электронов было равно.
Восстановитель Cu0 - 2ē ® Cu+2 ½ 1 окисление
Окислитель N+5 + ē ® N+4 ½ 2 восстановление
Cu0 - 2ē + 2N+5 + 2ē ® Cu+2 + 2N+4
4) Найденные коэффициенты ставятся в уравнение реакции
Cu + (2)HNO3 = Cu(NO3)2 + (2)NO2 + H2O
5) Расставляются коэффициенты перед другими веществами. В данном примере учитываем, что HNO3 идет не только на окисление (2 молекулы), но и на образование Cu(NO3)2 (еще 2 молекулы). Следовательно, в реакцию пойдет всего 4 молекулы HNO3 на 1 атом Cu.
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Метод полуреакций (электронно-ионного баланса) основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде – ионы Н+ и молекулы воды, в щелочной среде – ионы ОН- и молекулы воды, в нейтральной – молекулы воды, ионы Н+ или ОН-):
Ca + HNO3(разб) ® NH4NO3 + …
Ca0 - 2ē ® Ca2+ ½ 4
NO3- +10H+ + 8ē ® NH4+ + 3H2O ½ 1
4Ca0 + NO3- + 10H+ ® 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
4Ca + 10HNO3(разб) ® NH4NO3 + 4Ca(NO3)2 + 3H2O
Окислительно-восстановительный потенциал (Еок/вос) - количественная характеристика способности электрохимической системы присоединять или отдавать электроны.
Е ок/вос = Ео ок/вос +
. ln([Окисленная форма]/[Восстановленная форма]).В данном уравнении (уравнении Нернста, 1889 г.): Еоок/вос -стандартный окислительно-восстановительный потенциал, то есть потенциал, измеренный в стандартных условиях (концентрация растворов равна 1 моль/л, Т = 298 К; R - газовая постоянная (8,314 Дж/моль×град); Т - абсолютная температура (К); F - число Фарадея (96500 Кл/моль); n - число электронов, участвующих в электродном процессе; [Окисленная форма] - концентрация окисленной формы (моль/л); [Восстановленная форма] - концентрация восстановленной формы (моль/л).
Например, для электродного процесса
Cu - 2ē ® Cu+2
ЕоCu+2/Cu = 0,34В; n = 2; [Окисленная форма] = [Cu+2];
[Восстановленная форма] = [Cuo] = const и входит в значение Ео.
Если в уравнение Нернста подставить значения констант и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то получим:
Еок/вос = Еоок/вос +
lg([Окисленная форма]/[Восстановленная форма]). Чем больше Ео ок/вос, тем сильнее окислительные свойства; чем меньше Еоок/вос, тем сильнее восстановительные свойства.Например: ЕоFe+2/Fe = -0,44 В; ЕоSn+2/Sn = -0,14 В. Следовательно, Sn+2 более сильный окислитель, чем Fe+2; Fe более сильный восстановитель, чем Sn.
В ОВР электрохимическая система с более высоким значением Е0 является окислителем, а с более низким - восстановителем. Это позволяет определять направление ОВР. Например, требуется определить, в каком направлении идет реакция:
2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4
Запишем в ионном виде:
2Cl- + 2Fe+3 = 2Fe+2 + Cl2
Находим ЕоCl2/2Cl-= 1,36В; ЕоFe+3/Fe+2 = 0,77В. Видим, что ЕоCl2/2Cl->ЕоFe+3/Fe+2, следовательно, Cl2 - окислитель, Fe+2 - восстановитель и реакция пойдет справа налево.
Для того, чтобы ОВР шла самопроизвольно необходимо, чтобы разность потенциалов (Э.Д.С. = Еоокислителя - Еовосстановителя) была положительной.
Э.Д.С. = Еоок - Еовоcт > 0
Важнейшие окислители: KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, H2O2, H2SO4конц, HNO3, галогены, O2, S.
Важнейшие восстановители: металлы, углерод, Н2, KI, NaNO2, Na2SO3.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Восстановительные свойства металлов
Описание опыта
Более активные металлы являются более сильными восстановителями, поэтому они вытесняют менее активные металлы из растворов их солей.
Порядок выполнения.
1.Налить в пробирку примерно 3-5 мл раствора CuSO4 и осторожно опустить в него железный гвоздь.
2. В другую пробирку налить 3-5 мл раствора Pb(NO3)2 и осторожно опустить в него кусочек Zn. Записать наблюдения.
Задание
1. Напишите уравнения и укажите признаки реакций.
2. Рассчитайте Э.Д.С. проведенных реакций.
3. Какой из металлов: Cu, Fe, Pb или Zn является самым сильным восстановителем? Какой их ионов: Cu+2, Fe+2, Pb+2 или Zn+2 является самым сильным окислителем? Ответ обосновать.
Опыт 2. Восстановительные свойства металлов в низких
степенях окисления
Описание опыта
Металлы, которые имеют несколько степеней окисления и находятся в одной из низких степеней, проявляют свойства восстановителя, то есть способны отдавать электроны подходящему окислителю.
Порядок выполнения
1. В пробирку налить 0,5 мл MnSO4, 2 мл НNO3 (2н) и добавить несколько кристаллов окислителя NaBiO3. Наблюдать красно-фиолетовую окраску марганцовой кислоты НMnO4. NaBiO3 + MnSO4 + НNO3 = Bi(NO3)3 + НMnO4 + Na2SO4 + NaNO3 + +Н2O
2. В пробирку налить 2 мл SnCl2 и прибавить избыток NaOН
SnCl2 + NaOН = Sn(OН)2¯ + 2NaCl
Sn(OН)2 + NaOН = Na2[Sn(OН)4]
3. К полученному раствору прилить раствор Bi(NO3)3 до образования черного осадка металлического Bi.
Na2[Sn(OН)4] + Bi(NO3)3 + NaOН=Na2[Sn(OН)6]+Bi¯ + NaNO3
Задание
1. Напишите уравнения и укажите признаки реакций. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом электронного баланса.
2. Определите, какой из ионов - (MnO4- или BiO3-) является более сильным окислителем в кислой среде?
Опыт 3. Восстановительные свойства железа в реакции с
хлором (под тягой !!)
Описание опыта
По реакции
КMnO4 + HCl(конц) ® MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
получают хлор и собирают его в колбе емкостью 300 мл. Полученный хлор используют для реакции с железом, в результате которой образуется хлорид железа(III). Для доказательства образования FeCl3 поступают следующим образом.
Растворяют полученный FeCl3 в воде и раствор делят на 2 части. С первой частью раствора проводят аналитическую реакцию на ионы Fe3+.
Fe3+ + 3SCN- ® Fe(SCN)3 темно-красный
Со второй частью раствора проводят аналитическую реакцию на ионы Cl-:
Cl- + Ag+ ® AgCl¯
белый осадок
AgCl + 2NH4OH ® [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
бесцветный
[Ag(NH3)2]Cl + HNO3(конц) ® AgCl¯ + 2NH4NO3
Порядок выполнения опыта
1. Собрать установку для получения хлора и наполнить хлором колбу.
2. В ложечку для сжигания веществ поместить железные опилки (примерно 1/2 ложечки) и нагреть их на газовой горелке до красного каления.
3. Внести ложечку с железом в колбу с хлором, записать наблюдения.
4. После окончания реакции удалить ложечку, налить в колбу 10-15 мл воды и перемешать содержимое колбы.
5. В две пробирки налить по 2-3 мл полученного раствора; в одну пробирку прилить 2-3 капли раствора КSCN или NH4SCN, а в другую - AgNO3. Записать наблюдения.
Задание
1. Перепишите уравнение реакции получения хлора, укажите признаки реакции, пользуясь методом электронно-ионного баланса, расставьте коэффициенты.
2. Рассчитайте плотность хлора по воздуху. Сделайте вывод - Cl2 легче или тяжелее воздуха.
3. На основании значений Е0 определите, какая из систем MnO4- + 8Н+/ Mn2+ + 4H2O или Cl2/2Cl- является более сильным окислителем.
4. Напишите реакцию взаимодействия железа с хлором. Какие свойства проявляет железо - окислителя или восстановителя?
5. Напишите уравнение диссоциации хлорида железа(III) в водном растворе.