Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Национальный минерально-сырьевой университет «Горный»

Кафедра общей и физической химии

«Исследование окислительно-восстановительных реакций»

Выполнил:

студент гр. РГГ-15

/Егорова И.Ю. /

/Рождественская В.В. /

Проверил:

/Ковина Д.О./

Санкт-Петербург 2015 год

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 степень окисления равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающейся np-подуровень: zmin=N-8 , где N - номер группы. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления:

Ш Фтор -1 окислитель реакция водород

Ш Кислород -2, кроме перекиси и пероксидов, где степень окисления кислорода -1

Ш Щелочные металлы +1

Ш Щелочноземельные металлы +2

Ш Водород кроме гидридов и органических соединений, +1

Степени окисления переменно-валентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «Сумма степеней окисления всех элементов в соединения равна нулю, а в многоатомном ионе-заряду иона»

Окислитель - элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем - элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электронына валентную оболочку, а восстановитель отдаёт электроны.

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие:

1.Определяют степень окисления переменно-валентных элементов, окислитель и восстановитель.

2. Составляют ионные уравнения полу реакций окисления и восстановления.

3. Приводят число электронов к наименьшему общему кратному. Для этого уравнения полу реакций домножают на соответствующие коэффициенты. Суммируют уравнения полу реакций. Сокращая одинаковые члены в левой и правой частях.

4. Составляют молекулярное уравнение реакций путём добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов.

Опыт 1. «Окислительные свойства пероксида водорода»

Налил в пробирку 3-4 капли 3-процентного раствора перекиси водорода, добавил 2-3 капли 2 н. раствора серной кислоты и столько же раствора йодида калия. К содержимому раствору пробирки добавил крахмал.

H2O2+2KJ+H2SO4=K2SO4+J2+2H2O

H2O2+H2SO4+2KI=I2+K2SO4+2H2O

2O-+2з>2O2- 1

2I--2з>I20 1

Вывод:Наблюдал, что бурый раствор после добавления крахмала приобрел черную окраску.

Опыт 4. «Окислительные свойства сернистой кислоты.»

Налил в пробирку по 3-4 капли раствора сульфита натрия и 2н. серной кислоты, и столько же раствора сульфида натрия.

3H2SО4+Na2SO3+2Na2S=3S+3Na2SO4+3H2O

S4++4e=S0 2

S2--2e= S0 4

Вывод:В результате реакции сера выпала в осадок.

Опыт 5. «Восстановительные свойства сернистой кислоты.»

К нескольким каплям разбавленного раствора йода прилить 4-5 капель раствора сернистой кислоты.

J2+ H2SО3+ H2O =2HJ+ H2SО4

I20+2e=2I- 1

S4+-2e=S6+ 1

Вывод: Раствор меняет окраску с желтой на белую.

Опыт 12. «Окислительные свойства дихромата калия»

В три пробирки налил по 2 капли раствора дихромата калия и подкислил их 20%-ной серной кислотой. В пробирку №1 добавил раствор сульфита натрия. В пробирку №2 - сульфида натрия. В пробирку №3 - раствор сульфата железа (II).

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

2Cr6++6з>Cr23+ 1

S+4-2з>S6+ 3

В ходе реакции раствор стал зеленого цвета.

2) K2Cr2O7+7H2SO4+ 3Na2S=Cr2(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+7H2O+3S

2Cr6++6з>Cr23+ 1

S2--2з>S0 3

В ходе реакции наблюдалось помутнение раствора и выпадение осадка.

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

2Cr6++6з>Cr23+ 1

Fe+2-з>Fe+3 6

В ходе реакции раствор стал ярко-желтого цвета.

Опыт 14. «Окислительные свойства перманганата калия в различных средах»

А)Кислая среда

В три пробирки налил по 2 капли раствора перманганата калия и добавил столько же 2 н. серной кислоты. В пробирку №1 добавил 4 капли йодида калия. В пробирку №2 столько же раствора сульфата железа (II). В пробирку №3 - 4 капли раствора сульфита натрия.

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

Mn7++5з>Mn2+ 2

2I--2з>I02 5

В ходе реакции раствор стал желтого цвета

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

Mn7++5з>Mn2+ 2

2Fe+2-2з>2Fe+3 5

В ходе реакции раствор обесцветился

3) 2KMnO4+3H2SO4+5Na2SO3=2MnSO4+5Na2SO4+ К2SO4+3H2O

Mn7++5з>Mn2+ 2

S4+-2з>S6+ 5

В ходе реакции раствор обесцветился

Б)Нейтральная среда

В две пробирки налил по 2 капли раствора перманганата калия; в пробирку №1 добавил столько же раствора сульфита натрия, в пробирку №2 - раствор сульфата марганца(II).

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

Mn7++3з>Mn4+ 2

S+4-2з>S+6 3

В ходе реакции выпал бурый осадок.

2) 2KMnO4+3MnSO4+2H2O>5MnO2+K2SO4+2H2SO4

Mn7++3з>Mn4+ 2

Mn2+-2з>Mn4+ 3

В ходе реакции раствор стал бурого цвета.

В)Сильнощелочная среда

В пробирку налил 2 капли раствора перманганата калия, столько же раствора щелочи и 4 капли раствора сульфита натрия

2KMnO4+2NaOH +Na2SO3=2Na2MnO4 +K2SO4 +H2O

Mn7++з>Mn6 2

S+4-2з>S+6 1

В ходе реакции раствор стал темно-зеленого цвета.

Вывод: Из проведенных реакции следует, что перманганат калия обладает наибольшими свойствами окислителя в кислой среде.

Опыт 16. «Восстановление Fe (III) в Fe(II).»

В пробирку с 2 каплями раствора хлорида железа (III) добавил 2 капли раствора йодида калия.

2FeCl3+2KI=2KCl+I2+2FeCl2

Fe+3 +з>Fe2 2

2I--2з>2I0 1

Взаимодействие гексацианоферрат (III)-ионов с катионами железа (II) является качественной реакцией на присутствие ионов Fe2+:

3FeCl2+ 2K3[Fe(CN)6]=6KCl+Fe3[Fe(CN)6]2

В ходе реакции раствор приобрел темно-желтый оттенок. После качественной реакции раствор стал темно-синего цвета.

Вывод: В данной лабораторной работе я познакомился с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научился составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Размещено на Allbest.ru