Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

 

Окислительно-восстановительными реакциями называют процессы, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов или ионов. Окислитель – вещество, атомы которого принимают электроны, восстановитель – вещество, атомы которого отдают электроны. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс присоединения электронов.

Роль ОВР необычайно огромна. Благодаря ОВР протекают процессы: превращение химической энергии в электрическую, а также обратные, вызываемые протеканием электрического тока через растворы или расплавы электролитов (проводники второго рода); в гальванических, топливных элементах, аккумуляторах, гальванопластике и гальваностегии; при электрохимических методах обработки металлов (ЭХО); дыхания животных и человека; усвоения углекислого газа и выделения кислорода растениями; обмена веществ и ряд других биологических процессов; горения топлива; получения и рафинирования металлов; синтеза важнейших химических продуктов; коррозии металлов и др.

Цель работы

1. Приобрести навык составления окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса.

2. Сформировать четкое представление о процессах окисления и восстановления, об окислителе и восстановителе.

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия KMnO₄

Перманганат калия KMnO₄ (ион MnO^–₄) является сильным окислителем, окисляя другие вещества, он восстанавливается (таблица 12.1):

Таблица 12.1

	Соединение	Степень окисления	Среда	Продукты восстановления
Степень оки-сления	Соедине-ние
	KMnO4	Mn^+7	Кислая	Mn^+2	Mn^+2A^- (бесцв.)
	KMnO4	Mn^+7	Щелочная	Mn^+6	K2MnO4 (зел. цв.)
	KMnO4	Mn^+7	Нейтраль-ная	Mn^+4	MnO2 (бур. цв.)

Выполнение опыта

В три пробирки налить 3 – 4 см³ 0,5н. раствора перманганата калия KMnO₄.

В одну пробирку добавить 2 – 3 см³ 2н. раствора серной кислоты Н₂SO₄, во вторую – такое же количество 2н. раствора гидроксида калия KOH, в третью – столько же воды. Затем в каждую пробирку добавить по несколько кристалликов сульфита натрия Na₂SO₃.

Наблюдения и выводы

Через несколько секунд отметить изменения, произошедшие в каждой пробирке.

1. Написать молекулярные реакции, используя данные таблицы.

2. Для каждой реакции составить электронные уравнения (метод электронного баланса) и расставить коэффициенты в уравнениях реакций.

3. Указать: окислитель и восстановитель, процесс окисления и восстановления.

Опыт 2. Окислительно-восстановительные свойства азотистой кислоты и ее солей

Ряд химических веществ, в зависимости от того, с чем они реагируют, проявляют либо окислительные, либо восстановительные свойства. Таким веществом является азотистая кислота HNO₂ и ее соли, например, NaNO₂ – нитрит натрия.

Выполнение опыта

В первую пробирку налить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты - H₂SO₄ (2 –3 капли) и добавить 5 – 6 капель 0,1н. раствора иодида калия - KI. Во вторую пробирку налить 5 – 6 капель перманганата калия - KМnO₄, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты (2 – 3 капли) и добавить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия.

Наблюдения и выводы

В первой пробирке наблюдать выделение свободного йода (окраска).

1. Написать уравнение реакции в молекулярной форме, учитывая, что восстановление нитрита натрия происходит до NO.

2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса, составив электронные уравнения.

3. Сделать вывод: окислителем или восстановителем является нитрит натрия?

Во второй пробирке наблюдать обесцвечивание перманганата калия (см. таблицу 12.1).

4. Написать молекулярное уравнение ОВР.

5. Составить электронные уравнения (метод электронного баланса).

6. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

7.Сделать вывод: окислителем или восстановителем является нитрит натрия?

8. Почему нитрит натрия способен быть окислителем и восстановителем?

Опыт 3. Окислительные свойства бихромата калия

Бихромат калия - K₂Cr₂O₇ является сильным окислителем. В соединении с серной кислотой он носит название хромовой смеси. В кислой среде хром (VI) восстанавливается до катионов Cr³⁺.

Выполнение опыта

В пробирку налить 5 – 6 капель 0,5н. раствора бихромата калия, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты (2 – 3 капли) и добавить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия. Полученную смесь слабо нагреть (соблюдать правила предосторожности).

Наблюдения и выводы

Наблюдать изменение окраски раствора. Чем это объясняется?

1. Написать уравнение реакции в молекулярном виде.

2. Составить электронные уравнения (метод электронного баланса).

3. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

4. Указать: окислитель и восстановитель, процесс окисления и восстановления.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №13

Определение электродных потенциалов металлов

При погружении металла в раствор своей соли на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой, который в равновесных условиях остается постоянным. Между металлом и электролитом возникает при этом разность электрических потенциалов, которую называют абсолютным скачком потенциала и обозначают буквой φ. Этот скачок потенциала нельзя измерить. Однако, можно измерить разность электродных потенциалов. В качестве электрода сравнения обычно используют стандартный (нормальный) водородный электрод.

Часто в качестве электрода сравнения применяют также хлорсеребряный электрод, потенциал которого по отношению к водородному электроду составляет φ_{х.с .}= 0,2В. Этот электрод сравнения удобен в работе.

Цель работы

1. Измерить потенциалы металлических электродов в растворах его соли с различной концентрацией.

2. Рассчитать теоретическое значение потенциалов металлических электродов в растворах его соли с различной концентрацией.

3.Найти абсолютную и относительную погрешности эксперимента.

Опыт 1. Измерение потенциала медного электрода при различных концентрациях раствора его соли

Выполнение опыта

Ознакомиться с работой измерительного прибора (иономера, рН-метра или вольтметра). Кнопки «анионы-катионы» («mV») и интервалы «4-1…19» должны быть нажаты. Для определения потенциала электрода следует собрать гальваническую цепь по схеме (рис. 13.1):

исследуемый электрод в растворе электролита с помощью проводника подключить к гнезду «Изм» иономера или «Пл» рН-метра; хлорсеребряный электрод подключить к гнезду «ВСП» прибора;

соединить 2 полуэлемента электролитиче-ским ключом; переключатель «род работы» установить в положение «V»; переключатель «диапазон измерений» в положение «1…19»; замерить значение потенциала.

Рис. 13.1. Схема для измерения потенциалов:

1.- исследуемый электрод; 2 – хлорсеребряный электрод сравнения;

3 – электролитический ключ; 4- стакан с раствором электролита (CuSO₄ или ZnSO₄); 5- стакан с раствором КСl; 6- измерительный прибор (рН-метр, ионометр, вольтметр)

Измерить потенциалы медного электрода в растворах СuSO₄ (моль/л): 0,0001, 001, 0,01, 0,1.

Наблюдения и выводы

1. Результаты измерений занести в таблицу 13.1.

2. Пересчитать измеренные потенциалы на водородную шкалу по формуле:

φ_{по в.ш.} = φ_изм. + φ_х.с (13.1)

где φ_{по в.ш.} – потенциал по водородной шкале, В;

φ_изм. – измеренный потенциал, В;

φ_{х.с. –} потенциал хлорсеребряного электрода по водородной шкале, равный 0,2В.

3. Рассчитать теоретическое значение равновесного потенциала медного электрода, используя уравнение Нернста:

0,059

φ _Meⁿ⁺/_Me = φ^o _Meⁿ⁺/_Me + ---------- lg C_Meⁿ⁺ (13.2)

n

4. Результаты занести в таблицу 13.1.

5. Составить электрохимическую схему цепи для измерения потенциалов металлов.

Таблица 13.1

Результаты исследований

Состав раст-вора (концен-трация соли)	φизм. По х.с. элект- троду (В)	φизм. по водород. шкале (В)	φрас., рассчи-танное (В) по уравнению Нернста	Абсолютная ошибка φрас.- φизм.

 

Опыт 2. Измерение потенциала цинкового электрода в растворе его соли различной концентрации

Выполнение опыта аналогично описанному в опыте 1.

Измерить потенциалы цинкового электрода в растворах сульфата цинка ZnSO₄ (моль/л): 0,001, 0,005, 0,01, 0,1, 1.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14