Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
В три пробирки налить по 2–3 мл раствора перманганата калия KMnO4. В первую пробирку прилить 1–2 мл разбавленной серной кислоты, во вторую 1–2 мл воды, в третью – 1–2 мл концентрированного раствора щелочи.
В каждую пробирку добавить по 2–3 мл свежеприготовленного раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметить наблюдения, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO4‾, бесцветная или слабо-розовая − для ионов Mn2+, зеленая – для ионов MnO42−, бурый цвет имеет осадок MnO2.
Требования к результатам опыта:
1. Написать уравнения реакций. В каждой реакции указать окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.
2. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, щелочной и нейтральной среде.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита калия
В две пробирки налить по 2–3 мл раствора нитрита калия KNO2. Добавить в каждую из них по 1–2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из них прилить раствор дихромата калия K2Cr2O7, в другую – раствор иодида калия KI. Что наблюдается?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций. Указать в каждой реакции окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.
2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных функциях KNO2 в проведенных реакциях.
3. Сделать общий вывод, какие вещества могут проявлять окислительно- восстановительную двойственность.
Опыт 3. Реакция диспропорционирования
Поместить в пробирку 1–2 кристалла йода I2, 3–5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH (или KOH). Наблюдать появление желтой окраски раствора, характерной для свободного иода.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в щелочной среде является йодат натрия NaIO3 (или KIO3).
2. Сделать общий вывод, какие вещества могут участвовать в реакциях диспропорционирования.
Опыт 4. Внутримолекулярная реакция (групповой)
В форфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции.
Требование к результату опыта
Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония, указать окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.
Примеры решения задач
Пример 11.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К2Cr2O7 и ионе (СrО2)−.
Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Br2, S, O2, равна нулю.
Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:
1. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2.
2. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.
3. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы) (+2); фтор (–1).
4. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:
1) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2):
К2+1Сr2хO7–2;
2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю:
К2+1Сr2х O7–2; 2(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0; x = + 6.
Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:
(СrхО2−2)−; x + 2 (–2) = –1; x = + 3.
Пример 11.2.Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, KNO2, KNO3, определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.
Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях степени окисления азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N-3H3 – только восстановитель, KN+3O2 – и окислитель и восстановитель, KN+5O3 – только окислитель.
Пример 11.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H2S; б) MnO2 и HCl; в) MnO2 и NaBiO3?
Решение.а) в HBr с.о. (Br) = –1 (низшая), в H2S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO2 является окислителем;
в) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная), в NaBiO3 с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO2 в этом случае будет восстановителем.
Пример 11.4.Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O.
Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.
Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют: KMn+7O4+ KN+3O2+H2SO4 ® Mn+2SO4+ KN+5O3 +K2SO4+H2O.
ок-ль восст-ль среда
Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:
N+3 – 2ē → N+5 5 окисление
Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 восстановление
Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его
восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.
Уравнение реакции будет иметь следующий вид:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.
Пример 11.5.Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам: а) Mg + HNO3 (разб.) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;
б) KClO3 ® KCl + O2; в) К2MnO4 + H2О ® КMnO4 + MnO2 + KOH.
В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.
Решение. Составляем уравнения реакций:
4Mg0 + 10HN+5O3 = 4Mg+2(NO3)2 +N−3H4NO3 +3H2O (1)
в-ль ок-ль, среда
Mg0 – 2ē → Mg+2 4 окисление
N+5 + 8ē → N–3 1 восстановление;
2KCl+5O3–2 = 2KCl–1 + 3O20 (2)
ок-ль в-ль
2O–2 – 4ē → O20 3 окисление
Cl+5 + 6ē → Cl–1 2 восстановление;
3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4КОН (3)
в-ль,
ок-ль
Mn+6 –1ē →Mn+7 2 окисление
Mn+6 + 2ē → Mn+4 1 восстановление.
Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент − марганец, значит, это реакция диспропорционирования.