Астана 2013 г.
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ
ДЛЯ ЛАБОРАТОРНО-ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ ПО ХИМИИ
Тема №8:Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе Д.И.Менделеева.
Количество часов:1
Курс: 1
Специальность:Фармация
Составители:
доц. Игенбаева Б.Б.
преп. Каримова А.С.
Астана 2013 г.
Тема: Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе Д.И.Менделеева
Цель: сформировать знания об основных закономерностях протекания ОВР и применять их при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций в различных средах и прогнозировании направления реакций с переносом электронов.
Задачи обучения: Студент должен знать основные закономерности протекания ОВР, степень окисления. Студент должен обладать навыками составления окислительно-восстановительных реакций, должен уметь прогнозировать направление реакций с переносом электронов.
Основы вопросы темы:
1. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе элементов.
2. Классификация окислительно-восстановительные реакций (ОВР).
3. Стандартные электродные потенциалы полуреакций.
4. Стандартное изменение энергии Гиббса.
5. Определение направления окислительно-восстановительных реакций по разности стандартных потенциалов.
6. Роль окислительно-восстановительных реакций в биосистемах, в анализе лекарственных препаратов, применение в клинических исследованиях.
Методы обучения и преподавания: практическое занятие №6 (решение проблемных задач), лабораторное занятие №4
Демонстрационный опыт
Окислительно-восстановительные реакции
1. Межмолекулярное окисление-восстановление
а) Восстановительные свойства солей железа (II)
В две пробирки внести по 1 мл раствора железа (II) сульфата, добавить в каждую пробирку по 1 мл 4н. раствора серной кислоты. На содержимое первой пробирки подействуйте 5-6 каплями раствора калий перманганата, на содержимое второй – калий дихромата.
Напишите уравнения реакций. Дайте объяснение обесцвечиванию раствора калий перманганата в первой пробирке и появлению зеленой окраски во второй пробирке. Укажите окислители и восстановители.
2. Влияние среды на характер реакции.
Окисление натрий сульфита в различных средах.
В трех пробирках возьмите по 1 мл раствора натрий сульфита. В первую пробирку налейте около 1 мл 4н. раствора серной кислоты, во вторую – такой же объем 20% раствора щелочи, а в третью – воду. Во все три пробирки прибавьте по 0,5 мл 0,1н. раствора калий перманганата. Обратите внимание на изменение окраски растворов во всех трех пробирках.
Напишите уравнения реакций. Укажите в каждом случае влияние среды на характер реакции, т.е. на продукты восстановление окислителя.
3. Окислительно-восстановительная двойственность.
А) окислительные свойства нитритов
К 0,5 мл 10% раствора калий иодида прилейте такой же объем 4н. раствора серной кислоты, а затем около 0,5 мл 10% раствора натрий нитрита.
Дайте объяснение образовавшимся продуктам реакции и напишите уравнения реакции окисления иодид-ионов нитритами.
Б) Восстановительные свойства нитритов
К 0,5 мл 0,1н раствора калий перманганата, подкисленного таким же объемом 4н. раствора серной кислоты, по каплям добавляйте 10% раствор натрий или калий нитрита до исчезновения розовой окраски калий перманганата.
Напишите уравнения реакций. Дайте объяснение, чем вызвано появление бурого газа при добавлении избытка натрий или калий нитрита к кислому раствору и обесцвечивание раствора.
Работа с преподавателем
1. Какие из выполненных в работе реакции относятся к межмолекулярным, внутримолекулярным, диспропорционирования.
2. Как можно определять направление окислительно-восстановительных реакций.
3. Чем отличается окисления от валентности.
4. Во что превращается КМпО4 под действием восстановителя в кислой, нейтральной и щелочной среде
5. Почему нитриты обладают окислительно-восстановительной двойственностью?
6. Почему КМпО4 является сильным окислителем?
7. Чему равен эквивалент КМпО4 в кислой, нейтральной и щелочной средах?
Решение типовых задач
Задача 1 . Определить степень окисленности азота в следующих соединениях: N2, N2O, NO, NO2, KNO2, HNO3, NH4NO3
Решение: при вычислении степени окисленности (с/о) элемента следует исходить из следующих положений:
1. Степень окисленности элемента в простых соединениях принимается равной нулю;
2. Алгебраическая сумма степеней окисленности всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю;
3. Водород проявляет степень окисленности +1 во всех соединениях, кроме гидридов (NаН, СаН2) , где степень окисленности равна нулю;
4. Степень окисленности кислорода равна –2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода ОF2 (=2)
Отсюда степени окисления азота в выше перечисленных соединениях соответственно равны: 0,+1,+2,+4,+3,+5.
Задача 2. Методом электронного баланса уравнять следующую реакцию:
H2S + Cl2 + HOH = H2SO4 + HCl
Решение: метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисленностей атомов до реакции и после. При этом следует помнить, что число отданных восстановителем должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.
В данной реакции сера окисляется , изменяя свою степень окисления от –2 до +6, а хлор – восстанавливается, при этом степень окисления у него изменятеся от 0 до –1. Составим схемы этих процессов:
S-2 –8е-→ S+6 1
Cl20 +2е- → 2 Cl- 8 4
Наименьший общий множитель равен 8, отсюда коэффициент перед серой равен 1, а перед хлором – равен 4.
Найденные коэффициенты расставляем в уравнении реакции и уравниваем число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.
H2S + 4Cl2 + 4HOH = H2SO4 + 8HCl
Задача 3. Методом полуреакций расставить коэффициенты в уравнении:
КМпО4 + H2S + H2SO4 = Мп SO4 + S + HOH + К2 SO4
Решение: Методом полуреакций или электронно-ионный метод заключается в том, что реакцию делят на 2 полуреакции: окисление восстановителя и восстановление окислителя. При составлении полуреакций сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты – в виде молекул, так как они существуют в растворе.
К ++МпО4- + H2S + 2H+ +SO4-2 = Мп+2 + SO4-2 + S + HOH + 2К+ +SO4-2
Составляем схемы полуреакций, учитывая, что сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты – в виде молекул
МпО4- → Мп+2 H2S → S
Или в суммарном виде МпО4- + H2S→ Мп+2 + S +….
В конце реакции плюс и точки означают, что образуются и другие продукты реакции, которые можно вывести самим в процессе уравнения.
Рассмотрим схему первой полуреакции: МпО4- → Мп+2
Для того, чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо чтобы и число атомов и число зарядов в левой и правой части были равны.
Чтобы МпО4- превратился в Мп+2 четыре атома кислорода в атоме МпО4- должны связаться в кислой среде, содержащей ион водорода в молекуле воды. Запишем уравнение следующим образом: МпО4- → Мп+2 + 4 НОН
Водород, связавший четыре атома кислорода в виде ионов располагаем в левой части схемы : МпО4- + 8Н+→ Мп+2 + 4 НОН
После того, как число всех атомов в левой и правой части полуреакций станут равными, уравниваем число зарядов. Система до реакции в целом имела 7 положительных зарядов –1-(+8)= +7, а после реакции стала иметь 2 положительных заряда. Снижение положительного заряда указывает на то, что ею принято 5 электронов: МпО4- + 8Н+ -5е- → Мп+2 + 4 НОН
Таким образом, получили первую полуреакцию. При составлении второй полуреакции рассуждаем так же. Чтобы число атомов в левой части равнялось числу атомов в правой части, в последнюю необходимо добавить 2 иона водорода: H2S → S +2Н+
Уравниваем число зарядов. До реакции суммарный заряд системы был равен нулю, а после реакции +2. Повышение заряда указывает на то что отдано 2 электрона: H2S –2е- → S +2Н+ - вторая полуреакция
Складываем две полуреакции и получаем полное уравнение в молекулярном виде: 2КМпО4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2Мп SO4 + 5S + 8HOH + К2 SO4
Задача 4. В каком направлении пойдет реакция
5Fe+2 + МпО4- + 8Н+ → 5Fe+3 + МпО2+ + 4 HOH при стандартных условиях.
Решение: при взаимодействии реагирующих веществ самопроизвольно будет протекать тот процесс, который сопровождается уменьшением величины потенциала.
Для ответа на поставленный вопрос необходимо записать стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции
МпО4- + 8Н+ + 5е- → Мп+2 φ1 = 1,51в
Fe+3 +е- → Fe+2 φ2 = -0,77в
Поскольку φ1> φ2 , то окислителем будет служить МпО4- , а восстановителем - Fe+2 , следовательно, рассматриваемая реакция будет протекать самопроизвольно слева направо.
Литература:
1. Глинка Н.Л.Общая химия. Л.,Химия,1987г., стр.264-293
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.,ВШ,1998.,стр.189-208
3. Угай Л.Л.Общая химия.М.,ВШ,1997.стр.170-180
4. Степин Б.Д., Цветков А.А.Неорганическая химия.М.,ВШ,1994.,стр98-102.
5. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия М.,ВШ.,1987г., стр.136-138.
6. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.Л., Химия,1988.стр.156-189
7. Ахметов Н,С., Азизова М.И. Лабораторные работы по общей химии.М.,ВШ,1999.,стр.56-58
8. Таперова А.А. Лабораторные работы по общей химии. ВШ,1987.
9. Остапкевич Н.А. Практикум по неорганической химии. ВШ,1987.с. 49-58.
10. Лекционный материал.
Контроль:
1. Что называется степенью окисления, окислителем, восстановителем, высшей, низшей степенью окисления
2. В чем заключается сущность окислительно-восстановительных реакций
3. Как составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса, методом полуреакций?
4. Как влияет характер среды на окислительную способность калий перманганата?
5. Какие типы ОВР существуют?
6. Как с помощью нормальных окислительно-восстановительных потенциалов можно определить направление ОВР
7. Какие существуют сильнейшие окислители и восстановители
8. Какие вещества обладают окислительно-восстановительной двойственностью
9. Как рассчитывают эквивалентные массы окислителей и восстановителей
10. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: Cl2 , N2H2, SO2, H3PO2, NH4NO3
11. Указать, в каких из указанных процессов происходит окисление, а в каких – восстановление:
CrO42-→ CrO2- SO3→ SO3-2 NO2→ NO3-
МпО4-2→ МпО4- РН3→ PO4-2 NH3→N2
12.Расставить коэффициенты, применяя метод электронного баланса и метод полуреакции в реакциях взаимодействия калий перманганата с калий иодидом в кислой, нейтральной и щелочной среде.
13. Какой их галогенид-ионов (F- , Cl- ,Br- ,Y- ) можно окислить калий перманганатом в кислой среде? Составить уравнение реакции.
14. Определить молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:
а) P+HNO3 +HOH → H3PO4+NO
b) FeCl3+H2S → FeCl2+S+HCl
15. Вычислить массу иода, выделившегося при добавлении 30 мл 0,2н раствора КNO2 к избытку подкисленного калий иодида.