Лабораторная работа: Исследование окислительно-восстановительных реакций

Первое высшее техническое учебное заведение России

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

Санкт-Петербургский горный университет

Кафедра общей химии

Отчёт

Лабораторная работа

Исследование окислительно-восстановительных реакций

Санкт-Петербург

2021

Цель работы

окислительно-восстановительный реакция элемент

Познакомиться с наиболее распространёнными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научится 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, который может принять данный элемент на застраивающейся np-подуровень: z_min =N-8, где N - номер группы. Например, у серы высшая степень окисления равна 6, а низшая: 6-8=-2. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления:

Фтор -1

Кислород -2, кроме перекиси и пероксидов, в которых степень окисления кислорода -1

Щелочные металлы +1

Щелочноземельные металлы +2

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»

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

Глубина восстановления перманганата зависит от кислотности среды. В кислой среде перманганат восстанавливается до степени окисления +2 согласно полуреакции:

.

В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н⁺, восстановление идет до MnO₂ по приведенной в примере полуреакции. В щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования Mn(6+) в форме манганат-иона . Уравнение полуреакции:

.

От кислотности среды зависит также состояние в растворе хрома (VI) вследствие протекания реакций:

.

Согласно принципу Ле-Шателье, в кислой среде, при избытке ионов Н⁺, равновесие смещается влево, и хром находится в растворе в форме оранжевого дихромата. В щелочной среде, когда ионы Н⁺ в недостатке, равновесие смещено вправо, и хром переходит в форму желтого хромата. Окислительная способность хрома (VI) выше в кислой среде. Дихромат - сильный окислитель, восстанавливающийся по полуреакции:

.

Хромат - слабый окислитель, поэтому хром (VI) получают обычно окислением хрома (3+) в щелочной среде по полуреакции:

.

Ход работы

Опыт №1. Окислительные свойства пероксида водорода

H₂O₂+H₂SO₄+2KI=I₂v+K₂SO₄+2H₂O

Раствор стал коричневого цвета, после добавления крахмал - почернел, что указало на содержание йода.

Опыт № 3. Восстановительные свойства сульфидов.

2KMnO₄+H₂SO₄+H₂S=K₂SO₄+MnSO₄+Sv+H₂O

Появление жёлтого осадка

Опыт № 6-7. Окислительные и восстановительные свойства нитритов.

6 опыт:

6KI+4H₂SO₄+2NaNO₃= 2NO+ I₂v+K₂SO₄+Na₂SO₄+2H₂O

7 опыт:

2KMnO₄+5NaNO₂+3H₂SO₄=2MnSO₄+5NaNO₃+K2SO4+3H2O

2MnO₄^- +16H⁺+5NO₂^-+5H₂O >2Mn⁺² +8H₂O + 5NO₃^-+10H⁺

Опыт № 8. Окислительные свойства дихромата калия

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

Cr₂O₇^2-+14H⁺+4SO₃+4H₂O >2Cr³⁺+7H₂O

Cr₂O₇^2-+4H⁺+3SO₃>2Cr³⁺+H₂O+SO₄

раствор стал зеленого цвета.

2) K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄+ 6KI=Cr₂(SO₄)₃+4K₂SO₄+7H₂O+3I₂

Cr₂O₇^2-+7H⁺+6I^->2Cr³⁺+7H₂O+3I₂⁰

Cr₂O₇^2-+7H⁺+6I^->2Cr³⁺+7H₂O+5I₂⁰

помутнение раствора и выпадение осадка.

3) K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄+6Fe₂SO₄= Cr₂(SO₄)₃+3Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6Fe²⁺ >2Cr³⁺+7H₂O+6Fe³⁺

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6Fe²⁺ >2Cr³⁺+7H₂O+6Fe³⁺

раствор стал голубоватого цвета.

Опыт № 9. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах

(А)Кислая среда

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

2MnO₄^- +16H⁺+10I^->2Mn⁺² +8H₂O + 5I₂⁰

раствор тёмно-оранжевого цвета

2) 2KMnO₄+8H₂SO₄+10Fe₂SO₄=2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂O

2MnO₄^- +16H⁺+10Fe²⁺>2Mn⁺² +8H₂O +10Fe²⁺

раствор обесцветился

3) 2KMnO₄+3H₂SO₄+5Na₂SO₃=5Na₂SO₄+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O

2MnO₄^- +8H⁺+5SO₃^2-+5H₂O >2Mn⁺² +8H₂O+5SO₄^2-

2MnO₄^-+5SO₃^2->2Mn⁺² +3H₂O+5SO₄^2-+2H⁺

раствор обесцветился

(Б) Нейтральная среда

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

2MnO₄^--+3SO₃^2-+H₂O >2Mn⁺² +3SO₄^2-+2OH^-

выпал бурый осадок.

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

2MnO₄^- +16H⁺+3Mn²⁺+6H₂O >2MnO₂ +4H₂O +3MnO₂+12H⁺

2MnO₄^-+3Mn²⁺+2H₂O >5MnO₂+4H⁺

раствор стал бурого цвета.

(В)

2KMnO₄+KOH +Na₂SO₃ =Na₂SO₄ +2K₂MnO₄ +H₂O

2MnO₄^-+SO₃^2-+2OH^- >2MnO₄^-+SO₄^2-+ H₂O

раствор стал изумрудного цвета.

Заключение: из проведенных реакций следует, что перманганат калия обладает наибольшими свойствами окислителя в кислой среде.

Вывод

В ходе данной лабораторной работы я познакомился с наиболее распространенными окислителями, восстановителями и продуктами их взаимодействия между собой, а также научился составлять уравнения ОВР.