Цель работы:

Ознакомиться с процессами окисления и восстановления, составить уравнения химических реакций и подобрать коэффициенты к ним различными методами.

I. Теоретическая часть.

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим.

Согласно предложенной В.Л.Писсаржевским (1874 - 1938 годы) терминологии, окислением называется процесс, связанный с потерей электронов; восстановлением – процесс связанный с приобретением электронов.

Образование сульфида железа из простых веществ – железа и серы, т.е. Fe+S=FeS -простейший пример окислительно-восстановительной реакции.

Атом железа, теряя два электрона, окисляется, превращаясь в положительный двухзарядный ион Fe²⁺: Fe-2e=Fe²⁺ (процесс окисления), а атом серы, принимая два электрона, восстанавливается и становится отрицательным двухзарядным ионом S^2-: S+2e=S²⁺ (процесс восстановления).

Вещества, атомы или ионы которых принимают электроны, называются окислителями; вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, -восстановителями.

Окислившееся железо выполняло в данной реакции функцию восстановителя, а восстановившаяся сера – функцию окислителя.

Таким образом, окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Наиболее часто употребляумые окислители:

1. Галогены и их кислородные соединения;

2. Азотная кислота и ее соли;

3. Соли марганцевой и хромовой кислот;

4. Пероксиды (если в растворе нет другого более сильного окислителя).

Наиболее часто употребляемые восстановители:

1. Свободные металлы;

2. Сероводородная кислота и ее соли;

3. Водород;

4. Углерод;

5. Монооксид углерода;

Степенью окисления (или окислительным числом) называется заряд атома или иона элемента, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле окислителя и восстановителя являются ионными. Эта величина носит формальный характер в большинстве случаев её значение далеко от истинных значений зарядов атомов.

Методы вычисления коэффициентов окислительно-восстановительной реакции:

Составление схем перехода электронов на основе изменения степеней окисления атомов или ионов.

Для составления схемы переходов электронов в окислительно-восстановительных реакций следует руководствоваться тем, что число электронов, принимаемое окислителем или отдаваемое восстановителем, можно определить для каждого из них как алгебраическую разность между большой и меньшей степенью окисления.

Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций определяется на основании подсчета отданных и принятых электронов: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.

Метод электронно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При составлении электронно-ионных схем следует учитывать изменение не только заряда иона, но и (весьма часто) их состава, например, при окислении нитрит-иона в нитрат-ион (NO₂^-→NO₃^-) или при восстановлении перманганат-иона по схеме (Mn0₄^-→Mn²⁺) и во многих других случаях. Такие взаимные переходы сопряжены в общем случае с участием в них молекул воды или содержащихся в растворе ионов H⁺ и OH^-.Отсюда следует, что во взаимодействие с ионами или молекулами окислителя и восстановителя могут вступать или, наоборот, быть продуктами реакции:

1. В кислой среде – молекулы воды и ионы H⁺;

2. В щелочной среде - молекулы воды и ионы OH^-;

3. В нейтральной среде - молекулы воды и ионы H⁺ и OH^-;

При выводе молекулярно-ионных уравнений окислительно-востановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для уравнений реакций обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и летучие соединения следует писать в виде молекул.

Алгебраический метод расчета коэффициентов в уравнениях химических реакций.

Метод основан на составлении балансов отдельных элементов в составе различных молекул, участвующих в реакции. Метод применим как для расчетов окислительно-восстановительных реакций, так и для реакций, не сопровождающихся передачей электронов, например, для реакций с участием органических веществ и др.

При составлении балансов следует использовать следующее правило знаков: начальные вещества записываются со знаком минус, конечные - со знаком плюс.

II. Практическая часть.

Опыт I. Перманганат калия как окислитель в кислой среде.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили 3 мл раствора KMnO4	KMnO4-раствор фиолетового цвета
Подкислили двумя миллиграммами раствора H2SO4 и добавили раствор Na2So3.	Бесцветный раствор

_{+7 +4 +2 +6}

2KMNnO₄+5Na₂SO₃+3H₂SO₄→2MnSO₄+K₂SO₄+5Na₂SO₄+3H₂O

2K⁺+2(MnO₄)^-+10Na⁺+5SO₃^2-+6H⁺+3SO₄^2-→2Mn²⁺+2SO₄^2-+5SO₄^2-+10Na⁺+SO₄^2-+2K⁺+H₂O

_{7+ 4+ 6+}

2(MnO₄)^-+5SO₃^2-+6H⁺→2Mn²⁺+5SO₄^2-+3H₂O

Mn⁺⁷+5e→Mn⁺² │2

S⁺⁴—2e→S⁺⁶ │5

Вывод: В результате реакции образуются вода и новые растворимые в воде соли. Раствор из фиолетового становится бесцветным.

Опыт II. Перманганат калия как окислитель в нейтральной среде.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили 3 мл раствора KmnO4	KMnO4-раствор фиолетового цвета
Разбавили водой вдвое и добавили 2 мл раствора H2SO3.	Фиолетовая окраска исчезла, и появился бурый осадок MnO(OH)2. (Mn+7 восстанавливается в нейтральной среде до Mn+4)

_{+7 +4 +4 +6}

2KMnO₄+3Na₂SO₃+3H₂O→2MnO(OH)₂↓+2KOH+3Na₂SO₄

_{7+ 4+ 4+ 6+}

2K⁺+2(MnO₄)^-+6Na⁺+3(SO₃)^2-+3H^-+3OH^-→2MnO(OH)₂↓+2K⁺+3OH^-+6Na⁺+3(SO₄)²⁺

_{7+ 4+ 6+}

2(MnO₄)^-+3(SO₃)^2-+3H^-+3OH^-→2MnO(OH)₂↓+3(SO₄)²⁺

Mn⁺⁷+3e→Mn⁺³ │2

S⁺⁴-2e→S⁺⁶ │3

Вывод: В результате реакции образуется бурый осадок MnO(OH)₂,щелочь и новая растворимая в воде соль. Цвет раствора из фиолетового переходит в прозрачный.

Опыт III. Перманганат калия как окислитель в сильно щелочной среде.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили 2 мл раствора KMnO4	KMnO4-раствор фиолетового цвета
Добавили 5 мл раствора KOH и раствор H2SO3	Фиолетовая окраска сменилась темно-зеленой.( Mn+7 восстанавливается до Mn+6,который существует в составе аниона зеленого цвета)

_{+7 +4 +6 +6}

2KMnO₄+2KOH+Na₂SO₃→2K₂MnO₄+Na₂SO₄+H₂0

_{7 + 6+ 6+}

2K⁺+2(MnO₄)^-+2K⁺+2OH^-+2Na⁺+SO₃^2-→4K⁺+2(MnO₄)^2-+2Na⁺+SO₄^2-+H₂0

_{7+ 6+ 6+}

2(MnO₄)^-+2OH^-+SO₃^2-→2(MnO₄)^2-+SO₄^2-+H₂0

Mn⁺⁷+e→Mn⁺⁶ │2

S⁺⁴-2e→ S⁺⁶ │1

Вывод: В результате реакции раствор из фиолетового превращается в тёмно-зеленый.

Опыт IV.Реакция самоокисления и самовосстановления (диспропорционирования) йода.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили по 1 мл раствора KI и KIO3	KI и KIO3 –бесцветные растворы
Подкислили раствором HCl	Раствор стал оранжевого цвета.
В полученный раствор добавили раствор крахмала	Раствор стал темно-синего цвета образовался свободный I2

_{-1 +5 0}

5KI+KIO₃+6HCl→3I₂+6KCl+3H₂O

5K⁺+5I^-+K⁺+(IO₃)^-+6H⁺+6Cl^-→3I₂⁰+6K⁺+6Cl⁺+3H₂O

6H⁺+5I^-(IO₃)^-→3I₂⁰+3H₂O

I⁺⁵+5e→I⁰ │1

I^-1-e→ I⁰ │5

Вывод: В результате реакции раствор из бесцветного, при добавлении соляной кислоты, стал оранжевым. При дальнейшем добавлении раствора крахмала цвет изменился на темно-синий (качественная реакция на йод).

Опыт V.Перекись водорода как окислитель.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили 3 мл раствора KI и подкислили раствором H2SO4	KI–бесцветный раствор
Добавили H2O2 в полученный раствор	Раствор стал светло-красного цвета
В полученный раствор добавили крахмал	Раствор стал темно-синего цвета

_{-1 0}

H₂O₂+2Kl+H₂SO₄→I₂+K₂SO₄+2H₂O

2H⁺+2O^-+2K⁺+2I^-+2H⁺+SO₄^2-→2I₂⁰+2K⁺+SO₄^2-+2H₂O

4H⁺+2O^-+2I^-→2I₂⁰+2H₂O

2O^-1+2e→O^-2 │1

2I^-1-2e →2I⁰ │1

Вывод: Бесцветный раствор KI при добавлении перекиси водорода и серной кислоты становится светло-красным; при дальнейшем добавлении раствора крахмала раствор становится тёмно-синим, что указывает на появление свободного йода ( качественная реакция на йод).

Опыт VI. Перекись водорода как восстановитель.

Опыт:	Результат:
В пробирку налили 2 мл раствора KMnO4	KMnO4-раствор фиолетового цвета
Подкислили двумя миллиграммами раствора H2SO4 и добавили раствор H2O2.	Бесцветный раствор и выделяющиеся из него пузырьки кислорода

_{+7 +2}

5H₂O₂+2KMnO₄+3H₂SO₄→2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O+5O₂↑

10H⁺+10O^-+2K⁺+2(MnO₄)^-+6H⁺+3SO₄^2-→2Mn²⁺+2SO₄^2-+2K⁺+SO₄^2-+8H₂O+5O₂↑

2(MnO₄)^-+16H⁺+10O^-→2Mn²⁺+8H₂O+5O₂↑

Mn⁺⁷+5e→Mn⁺² │2

2O^-1-2e →O₂⁰ │5

Вывод: В результате реакции раствор обесцветился, появились пузырьки кислорода.

Опыт VIII.Селитра как окислитель.

Опыт:	Результат:
В сухой пробирке установленной на штативе над газовой горелкой расплавили 2 грамма нитрата калия и бросили кусочек древесного угля	Произошло возгорание древесного угля, образование золы и расплавка селитры.
Растворили вещество после остывания в воде, а потом добавили соляной кислоты	Выделился углекислый газ CO2

_{+5 +4 +4}

4KNO₃+5C⁰→2N₂⁰↑+2K₂СO₃₊3CO₂↑

_{5+ 4+ 4+}

4K⁺+4NO₃^-+5C⁰→2N₂⁰↑+4K⁺+2(СO₃)^2-₊3CO₂↑

_{5+ 4+ 4+}