Астана 2013 г. Тема №8:Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе Д.И.Менделеева

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 φ_1> 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:

CrO₄^2-→ 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.