Окислительно-восстановительные реакции

В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 1-2 мл разбавленной серной кислоты, во вторую 1-2 мл воды, в третью - 1-2 мл концентрированного раствора щелочи.

В каждую пробирку добавьте по 2-3 мл свежеприготовленного раствора сульфита натрия Na₂SO₃.

Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO₄^-, бесцветная или слабо-розовая для ионов Mn²⁺, зеленая - для ионов MnO₄^2-, бурый цвет имеет осадок MnO₂.

Опыт 2. Окислительно-восстановительная

Двойственность нитрита калия

В две пробирки налейте по 2-3 мл раствора нитрита калия KNO₂. Добавьте в каждую из них по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из них прилейте раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇, в другую - раствор иодида калия KI. Что наблюдается? Составьте уравнения окислительно - восстановительных реакций. Объясните, какова функция KNO₂ в проведенных реакциях.

Опыт 3. Реакция диспропорционирования

Поместите в пробирку 1-2 кристалла иода, 3-5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH (или KOH) и нагрейте. Как меняется цвет раствора? Напишите уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления иода в щелочной среде является иодат натрия NaIO₃ (или KIO₃).

Опыт 4. Внутримолекулярная реакция

В сухую пробирку поместите небольшое количество кристаллов перманганата калия KMnO₄ и осторожно нагрейте. Во время нагревания поднесите к отверстию пробирки тлеющую лучину. Что наблюдается? Нагревание продолжайте до прекращения выделения газа. Охладите пробирку и прилейте немного воды. Раствор слейте с осадка диоксида марганца (MnO₂) и разбавьте водой. Какова окраска раствора? Составьте уравнения реакций.

Лабораторная работа 9

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

M - ne = Mⁿ⁺ .

Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами - окислителями.

Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.

1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вы-     

теснением водорода при комнатных температурах:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂

2. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты:

– В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H⁺, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

Cd + H₂SO₄(разб.) = CdSO₄ + H₂

Ni + 2HCl = NiCl₂ + H₂

– Концентрированная серная кислота является окислителем за счет иона SO₄^2- и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO₂.

Hg + 2H₂SO₄(конц.) = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO₂, так и свободная сера и сероводород.

4Mg + 5H₂SO₄(конц.) = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

В этих реакциях часть молекул серной кислоты выполняет роль среды.

– Азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет иона NO₃^-. Продукты восстановления различны и зависят от концентрации кислоты и активности металла:

HNO₃ → NO₂ → NO → N₂O → N₂ → NH₄NO₃

При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO₂. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами выделяется NO. В случае более активных металлов выделяется N₂O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония.

              Ag + 2HNO₃(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

              3Ag + 4HNO₃(разб.) = 3AgNO₃ + NO + H₂O

              4Mg + 10HNO₃(разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

              4Ca + 10HNO₃(оч. разб.) = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3. Со щелочами реагируют металлы, дающие амфотерные гидроксиды, а также металлы, обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей:

              Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

              2Mo + 4KOH + 3O₂ = 2K₂MoO₄ + 2H₂O

Выполнение работы

Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой

В кристаллизатор с водой добавьте несколько капель фенолфталеина. Пинцетом достаньте кусочек натрия (или кальция) из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушите его фильтровальной бумагой. Ножом отрежьте небольшую часть (размером со спичечную головку) и пинцетом перенесите в кристаллизатор с водой. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.

Опыт 2. Действие разбавленной и концентрированной

Серной кислоты на металлы

- В три пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной серной кислоты и опустите в одну из них кусочек железа, в другую - цинка, в третью - меди. Какие металлы реагируют с кислотами? Напишите уравнения реакций.

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной серной кислоты. В одну из них опустите кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Обе пробирки слегка нагрейте. Наблюдайте выделение серы и по запаху определите выделяющийся газ в первой пробирке. Какой газ выделяется во второй пробирке? Напишите уравнения реакций.

Опыт 3. Действие разбавленной и концентрированной

Азотной кислоты на металлы

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Слегка нагрейте обе пробирки. Наблюдайте выделение газа. Напишите уравнения происходящих реакций.

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую -кусочек меди. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.

Опыт 4. Действие щелочи на металлы

В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну из них насыпьте небольшое количество цинковых опилок, в другую - алюминиевого порошка. Если реакция не идет, слегка нагрейте. Когда начнется интенсивное выделение газа, поднесите к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается? Составьте уравнения происходящих реакций.

Лабораторная работа 10

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH^-). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы (Мⁿ⁺, H⁺). Молекулы воды сильно полярны и поэтому могут притягиваться и к катоду и к аноду.

У анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется. У катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Металлы, стоящие в начале ряда напряжения по алюминий включительно, на катоде из водных растворов не вы-

деляются. В этом случае на катоде разряжается вода:

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

В случае, когда катионы металлов расположены в ряду напряжений между алюминием и водородом, они могут восстанавливаться на катоде одновременно с молекулами воды.

Катионы металлов, которые в ряду напряжений находятся за водородом, при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.

На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным) и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, платиновые металлы, титан). Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

На инертном аноде при электролизе растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO₄^2-, PO₄^3-, NO₃^-), а также фторид-ионами на аноде происходит электрохимическое окисление воды:

2H₂O - 4e → 4H⁺ + O₂

Если анионы электролита бескислородны (Cl^-, Br^-, I^-, S^2-), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза. Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется - переходит в раствор в виде ионов.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а   C u C l ₂ c и н е р т н ы м а н о д о м

Медь в ряду напряжений расположена после водорода, поэтому у катода будет происходить разряд ионов Cu²⁺ и выделение металлической меди. У анода будут окисляться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II)

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^-

              Катод ← Cu²⁺, H₂O                 Анод ← Cl^-, H₂O

              Cu²⁺ + 2e → Cu⁰                       2Cl^- - 2e → Cl₂

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а K N O ₃ с и н е р т н ы м а н о д о м

Поскольку калий в ряду напряжений стоит значительно раньше водорода, то катионы K⁺ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO₃^- не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH^-, образующие с ионами K⁺ щелочь KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H⁺, образующие с ионами NO₃^- кислоту HNO₃.

Схема электролиза нитрата калия

KNO₃ = K⁺ + NO₃^-

      Катод ← K⁺, H₂O                             Анод ← NO₃^-, H₂O

      2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-                  2H₂O - 4e → O₂ + 4H⁺

      K⁺ + OH^- → KOH                             H⁺ + NO₃^- → HNO₃

       Э л е к т р о л и з р а с т в о р а N i S O ₄ с н и к е л е в ы м а н о д о м

В этом случае сам анод окисляется, а на катоде процесс протекает так же, как и при электролизе растворов с инертным анодом.

Схема электролиза сульфата никеля

      Катод ← Ni²⁺, H₂O             Анод никелевый ← SO₄^2-, H₂O

      Ni²⁺ + 2e → Ni⁰                   Ni⁰ - 2e → Ni²⁺

Выполнение работы