Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета (стр. 6 из 16)

-2), тогда 2 (+1) + 2х + 7 (-2) = 0 , х = +6,

Для некоторых элементов степень окисления постоянная величина (натрий, калий, алюминий цинк и др.), для других – переменная

(азот, сера, фосфор, хром, марганец, железо и др.)

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается. Zп° - 2е = Zп⁺²

Сl^- - 1е = Сl° Fе⁺² - 1е = Fе⁺³

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.

Аl⁺³ + 3е = А1° Мп⁺⁷ + 5е = Мп⁺² S⁺⁶ + 8е = S^-2

Вещества, которые в ходе химической реакции отдают электроны, называются восстановителями.

Вещества, которые в ходе химической реакции присоединяют электроны, называются окислителями.

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется.

Элемент в высшей степени окисления прявляет только окислительные свойства (Сr⁺⁶, Мп⁺⁷, S⁺⁶, N⁺⁵ и др.).

Элемент в низшей степени окисления проявляет только восстановительные свойства (S^-2, N^-3, С1^-1).

Важнейшими окислителями являются галогены, кислород, озон, пероксид водорода, оксиды металлов в высоких степенях окисления (СrО₃, Мп₂0₇, РЬ0₂), кислородсодержащие кислоты (азотная, концентрированная серная, марганцовая, хромовая и дихромовая, хлорноватистая, хлорноватая, хлорная) и их соли.

Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, углерод, оксид углерода (II), безкислородные кислоты (сероводородная, хлороводородная, иодоводородная) и их соли, спирты.

Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей в зависимости от природы веществ, с которыми они взаимодействуют.

Например: сернистая кислота (Н₂S0₃):

восстановитель, если S⁺⁴ - 2е = S ⁺⁶ и окислитель, если S⁺⁴ + 6е = S^-2

Для расстановки коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции необходимо помнить, что в окислительновосстановительных процессах общее число электронов, отдаваемых восстановителем равно общему числу электронов присоединяемых окислителем.

Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления: метод электронного баланса и иоиноэлектронный метод.

Разберем расстановку коэффициентов методом электронного баланса на примере:

Н₂S^-2 + КМп⁺⁷О₄ + Н₂S0₄ → S° + К₂S0₄ + Мп⁺²SO₄ + Н₂О

1) Определяем степени окисления элементов в веществах правой и левой части схемы, отмечаем степень окисления элементов, которые их изменяют (марганец восстанавливается, сера окисляется).

2) Составляем электронные уравнения с учетом изменения степеней окисления и подбираем для них коэффициенты так, чтобы число отданных равнялось числу принятых электронов.

S-2 - 2е = S0 │5 восстановитель ,окисление,

Мп⁺⁷ + 5е = Мп^{+2 │}2 окислитель, восстановление.

Н₂S - восстановитель

КМп0₄ - окислитель

Таким образом, основным коэффициентом при восстановителе Н₂S будет 5, а при окислителе КMn0₄ - 2. Эти коэффициенты называются базовыми.

5Н₂S + 2КМп0₄ + Н2S0₄ → 5S + 2МпS0₄ + К₂S0₄ +Н₂О

3) Коэффициенты для остальных элементов, не изменяющих степени окисления, устанавливают подбором относительно базовых коэффициентов.

5Н₂S + 2КМп0₄ + ЗН₂S0₄ → 5C + 2МпS0₄ + К₂S0₄ + 8Н₂0

Водород и особенно кислород, если они не входят в реакцию в свободном состоянии, уравнивают последними.

4) Проверяя кислород, убеждаемся, что уравнение составлено правильно.

Окислительно-восстановительный процесс зависит от реакции среды, в которой он протекает. Например, перманганат - ион в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме: в кислой среда до Мп⁺²

MnO₄^- → в нейтральной среде до МпО₂ в щелочной среде Мп0₄^2-

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт1. Восстановительные свойства соединений железа (II). К раствору перманганата калия прилить немного разбавленной серной кислоты и раствор соли двухзарядного железа. Наблюдать обесцвечивание раствора. Составить уравнение реакции методом электронного баланса.

Опыт 2. Окислительные свойства соединений железа(III) В пробирку налить намного раствора хлорида железа (III) и прилить к нему раствор иодида калия. Что наблюдаете? Написать уравнение реакции.

Опыт 3. Окислительные свойства соединений хрома(VI). К раствору дихромата калия прилить немного разбавленной серной кислоты и раствора нитрита натрия, смесь слабо нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции.

Опыт 4. Окислительные свойства перманганата калия в различиых условиях.

а) В три отдельные пробирки влить немного раствора перманганата калия. В первую пробирку прилить немного разбавленной серной кислоты, во вторую - немного дистиллированной воды, в третью – раствора щелочи. Затем добавить в каждую пробирку раствор сульфита натрия до изменения окраски. Сделать вывод о ходе окислительновосстановительного процесса в различных средах. Составить уравнения реакций.

б) Влить в пробирку немного раствора перманганата калия, добавить раствор сульфата марганца, проверить реакцию среды. Составить уравнение реакции.

Задания:

1. Рассчитайте степень окисления азота в соединениях: N₂, NО, N₂О, NН₃, N₂0₅.

2. Указать, какие из приведенных ниже атомов и ионов могут являться: а) только восстановителями, б) только окислителями, в) как восстановителями, так и окислителями:

К, СГ, S^-2, S⁺⁶, S⁺⁴, N⁺³, N^-3.

3. Укажите число отданных или принятых электронов при изменении степеней окисления у следующих ионов:

Мп⁺⁵ → Мп⁺²

Сг+3 → Сг+6

С⁺⁴ → С°

4. Составить уравнения электронного баланса для реакций, идущих по схемам, подберите коэффициенты и укажите окислитель и восстановитель.

а) FеС1₃+ Н₂S → FеС1₂ +S + НС1

б) NаСгО₂ + Вr₂ + NaОН → Nа₂СrO₄ + NаВr + Н₂О

в) Мg + HNO₃ → Мg(NО₃)₂+ NH₄NO₃ + Н₂О

г) Аg + НNО₃ + Н₂О → Н₃Аs0₄ + N0 + Н₂SО₄

д) Н₂S + КМпО₄ + Н₂SО₄ → S + МnSО₄ + К₂SО₄ + Н₂О

е) FeCl₂ + НС1O₃ + НС1 →FeCl₃ + Н₂0

ж) К₂Сг₂0₇ + H₂S0₄ + FeS0₄ → Cr(SO₄)₃ + Fe₂(S0₄)₃ + K₂S0₄ + H₂0

з) KMnO₄ + H₂S0₄ + H₂0₂ → MnSO₄ + K₂S0₄ + 0₂ + H₂0

и) FeS0₄ + KMnO₄ + H₂S0₄ → MnS0₄ + Fe₂(S0₄)₃ + K₂S0₄ + H₂0 t

к) KMn0₄ → K₂Mn0₄ + MnO₂ + O₂ t

л) (NH₄)₂Cv₂O₇ → Cv₂O₃ + N₂ + H₂O

5. Написать уравнения реакций и указать, в какой реакции КN0₂ будет окислителем и в какой восстановителем. а) КI + КNO₂ + Н₂SО₄ →

б) КNO₂+ КMnО₄ + Н₂SО₄ →

Лабораторная работа № 5.

Тема: «ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГАЛОГЕНОВ, СЕРЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ»

Контрольные вопросы.

1. Дать строение атомов фтора, хлора, брома и йода Какие степени окисления характерны для этих элементов?

2. Как получают фтор и хлор в промышленности?

3. Привести химические формулы четырех кислосодержащих кислот, образуемых хлором, назвать их, определить степень окисления хлора в этих соединениях. Как называются соли этих кислот ?

4. Как называется и каким особенностями обладает продукт растворения фтористого водорода в воде?

5. Что такое хлорная вода? Во что она превратится при длительном хранении?

6. Дать строение атома серы. Какие степени окисления характерны для серы? В каком виде сера встречается в природе?

7. Дать формулы оксидов серы и определить степень окисления серы в них.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

К галогенам относятся элементы V11А группы периодической системы Д.И.Менделеева: фтор, хлор, бром, иод, астат. Электронная конфигурация внешнего (валентного) уровня ns²np⁵ (n = 2,3,4,5,6 соответственно у фтора, хлора, иода и астата). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов, высокую электроотрицательность их атомов, причем по мере увеличения радиусов атомов галогенов их электроотрицательность и окислительная активность ослабевают: F > Cl > Br > I > At. У иода и астата появляются металлические признаки.

При обычных условиях галогены существуют в виде простых веществ: F₂ и CI₂ – газы, Br₂ – жидкость, I₂ и At₂ – твердые вещества.

Фтор – самый электроотрицательный из всех элементов и встречается в соединениях только в степени окисления –1. Для других галогенов наиболее характерной степенью окисления также является –1, однако благодаря наличию свободных d- орбиталей на внешнем электронном уровне они могут проявлять и другие степени окисления от +1 до +7 за счет частичного или полного распаривания валентных электронов.

Галогены вступают в реакции почти со всеми элементами. С типичными металлами, они образуют ионные галогениды – соли, например CaF₂, NaCI, LiI, с типичными неметаллами ковалентные галогениды, например SF_6, PCl_3, CBr_4, BI_3, SiF_4, HCl.

Наибольшей активностью обладает фтор. При облучении фтор реагирует даже с инертными газами: Xe + F₂ = XeF₂ .