Окислительно – восстановительные реакции

Федеральное агентство по образованию.

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

Владимирский государственный университет

Кафедра Химии

 Лабораторная работа № 4

Окислительно – восстановительные реакции

Выполнил: студент гр. РФ – 108

Проверила:

Владимир 2009 г.

1.  Цель работы:

Опытным путем проверить окислительно – восстановительные свойства следующих веществ: йод, олово, разбавленная и концентрированная  азотная кислота, перманганат калия в кислой, нейтральной, щелочной среде, CrO2 ,  CrO4 , Cr2O7 в Сr (3), алюминий.

2.  Теоретическое введение:

1. Реакции в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно – восстановительными. Вещество, атомы или ионы которого отдают электроны, называется восстановителем. Вещество, атомы или ионы которого присоединяют электроны, называется окислителем. Отдавая электроны, восстановитель повышает степень окисления; окислитель, присоединяя электроны понижает свою степень окисления. Восстановитель в процессе реакции окисляется, окислитель – восстанавливается. Окисление и восстановление – две стороны одной окислительно – восстановительной реакции.

2. Соединения, содержащие атомы с высшей степенью окисления, проявляют только окислительные свойства. Восстановительными свойствами обладают соединения, содержащие атомы с низшей степенью окисления. Соединения с промежуточными значениями степени окисления в зависимости от условий могут проявлять как восстановительные так и окислительные свойства. Нередко окислитель или восстановитель проявляют свои характерные свойства только в определённой среде: кислой, щелочной, или нейтральной. Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой, потому что соляная кислота обладает восстановительными свойствами, а азотная, даже будучи разбавленной, проявляет окислительные свойства. Щелочная среда создаётся прибавлением NaOH или KOH. В некоторых случаях среда изменяет результаты процесса. На скорость и направление окислительно – восстановительных реакций влияет природа реагирующих веществ и их концентрация. При взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется. Кислота может восстанавливаться до

+5                    +4                                  +3                     +2                      +1                   0                 -3

соединений: HN O3 → N O2 → HN O2 → N O → N2 O → N2 → N H3 . Степень ее восстановления зависит как от концентрации кислоты, так и от активности восстановителя. Чем более кислота разбавлена, тем сильнее она восстанавливается. Концентрированная азотная кислота восстанавливается до  NO2 , разбавленная – до NO, или при действии более активных металлов ( Mg, Zn, Fe, ) – до  N2O. Если же кислота очень разбавленная, то продуктом восстановления является NH, образующий с избытком кислоты аммонийную соль NH4NO3 . На Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta концентрированная азотная кислота не действует. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением H2 . Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. При нагревании же взаимодействует почти со всеми металлами ( кроме Au, Pt и некоторых ). Чаще всего концентрированная кислота восстанавливается до SO2 . если металл активен, то одновременно с SO2 могут образовываться S и H2S.

3. Составление уравнений окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса. Суть данного метода заключается в том, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Подсчет количества перешедших электронов помогает подобрать коэффициенты в уравнениях окислительно – восстановительных реакций.

3. Выполнение работы:

Реактивы: Алюминий ( стружка ); медь ( стружка ); крахмальный клейстер; перманганат калия KMnO4 – 0, 1 н.; йодид калия KI – 0, 5 н.; гидроксид калия KOH – 2 н.; пероксид водорода H2O2 – 3% - ный; сульфат железа (2) FeSO4 –           

0, 5 н.; азотная кислота HNO3 – 2 н.; бромная вода Br2 ; нитрит калия KNO2 ; хлорид железа (3) FeCl3 – 0,5 н.; хлорид олова (2) SnCl2 – 1 н.; гидроксид натрия  NaOH – концентрированный; хлорид олова (4) SnCl4 – 1 н.; азотная кислота – концентрированная; сульфид натрия Na2S – 1 н.; сульфит натрия Na2SO3 – 1 н.; дихромат калия K2Cr2O7 – 2 н.; соляная кислота HCl – 2 н.; роданид аммония NH4SCN – 0,02 н.; сульфат хрома (3) Cr2(SO4)3 – 0,5 н.

Опыт 1 . Окислительные свойства йода. В пробирку налить 5 капель раствора сульфида натрия и по каплям приливать йодную воду. Наблюдать обесцвечивание.

2Составить уравнение реакции (ион S окисляется до соединения, где атом имеет высшую степень окисления).

Опыт 2. К трём каплям хлорида железа (3) прилить одну каплю раствора роданида аммония. О наличии каких ионов в растворе говорит появившаяся окраска? К полученному раствору приливать  по каплям раствор хлорида олова (2). Почему раствор обесцвечивается? Составить уравнение реакции