Типы окислительно-восстановительных реакций

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

АЗОТНОЙ (HNO₃), АЗОТИСТОЙ (HNO₂) КИСЛОТ И ИХ СОЛЕЙ

Цель работы: изучение окислительно-восстановительных реакций на примере реакций с азотной кислотой и солями азотистой кислоты.

Задачи работы: провести опыты с азотной кислотой и солями азотистой кислоты при действии их на восстановители и окислители; составить уравнения оксилительно-восстановительных реакций с помощью метода электронного баланса или метода полуреакций; указать процессы окисления и восстановления; определить окислители и восстановители.

Реактивы: S, HNO_{3 (конц.)}, растворы H₂SO₄, BaCl₂, NaNO₂, KI, KMnO₄.

Оборудование: пробирки, пипетки, спиртовка, спички, пробиркодержатель.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Степень окисления (с.о.)–  это условный заряд элемента в сложном соединении, вычисленный в предположении, что соединение состоит из ионов и в целом электронейтрально. Заряд возникает из-за смещения электронов.

Валентность характеризует способность атома к образованию химической связи и указывает на число этих связей.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединениях имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления элемента в большинстве случаев совпадает с валентностью, но в ряде случаев – не совпадает. Например: электронная конфигурация атома азота: ₊₇ N (7ē) 1s²2s²2р³.

В молекуле азота N₂ образуются три химические связи N≡N:

Атом азота в данной молекуле имеет валентность 3, а степень окисления азота равна 0.Электронные облака не смещены ни к одному из атомов, так как электроотрицательность их одинакова.

Правила определения степени окисления химического элемента

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления элементов в простых веществах (Na, Сu, Cl₂, О₂, H₂) равны нулю.

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления в молекулах имеют элементы:

- щелочные металлы (+1);

- щелочноземельные металлы, Zn и Cd (+2);

- водород (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂, где c.о. Н = -1);

- кислород (-2) (кроме F₂O, где с.о. О = +2 и пероксидов, содержащих группу    –O–O–, где с.о. О = -1);

- алюминий (+3).

4. Для большинства элементов максимальная положительная степень окисления обычно соответствует номеру группы периодической системы.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление в реакции всегда связано с окислением. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Если каждая частица окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает восстановитель, то необходимо так подобрать количество частиц того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого составляют уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. Электронный баланс– метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между элементами, меняющими свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

- записывают схему реакции

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O;

- проставляют степени окисления над символами элементов. Определяют элементы, у которых меняются степени окисления

                           +1 +7 -2   +1 -1    +1 -1   +2 -1      0    +1 -2

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O;

-составляют электронные уравнения. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициентыдля соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления. Определяют процессы восстановления и окисления, окислитель и восстановитель

- используя найденные коэффициенты, уравнивают количество атомов элементов слева и справа

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O.

2. Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах. При этом часто в уравнении сначала неизвестны продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания. В этом методерассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды и для правильного его применения необходимо уметь записывать ионно-молекулярные реакции.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении для уравнивания ионной полуреакции добавляют H⁺, OH^– или воду:

2MnO₄^– + 10Cl^– + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O.

Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные ОВР – это реакции, когда окислитель и восстановитель являются разными веществами. В выше рассмотренной реакции окислитель и восстановитель – разные вещества.

Внутримолекулярные ОВР – это реакции, когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя:

                                                                     +1+5 -2     +1 -1  0

КClO₃ → KCl + O₂.

2КClO₃ = 2KCl + 3O₂.

Реакции диспропорционирования– это реакции, когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество. Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления.

                                                                +1 +5 -2    +1 -1 +1 +7 -2

KClO₃ → KCl + KClO₄.

4KClO₃ = KCl + 3KClO₄.

Азотная кислота относится к числу очень сильных окислителей. Как в разбавленной, так и в концентрированной кислоте окислителем является пятивалентный азот (N⁺⁵), входящий в ион NO₃^–. 

Азотная кислота может восстанавливаться до следующих продуктов:

                                          +5      +4                +3      +2     +1       0   -1

HNO₃ – NO₂ – HNO₂ – NO – N₂O – N₂ – NH_3.

Степень восстановления азота зависит как от концентрации азотной кислоты, так и от активности восстановителя.

При взаимодействии с металлами концентрированная азотная кислота восстанавливается до красно-бурого диоксида азота NO₂↑; разбавленная азотная кислота – до бесцветного оксида азота (II) NO↑, буреющего на воздухе, а при действии на активные металлы (стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода) – до N₂O↑, N₂↑ или NH₄NO₃.

При окислении неметаллов азотная кислота восстанавливается до бесцветного оксида азота (II) NO↑, буреющего на воздухе.

Соли азотной кислоты (нитраты) обладают окислительными свойствами.

Азотистая кислота– слабый электролит, весьма неустойчивая, существует только в разбавленных водных растворах. На практике используются соли азотистой кислоты (нитриты), которые значительно устойчивее, чем сама кислота.

Нитриты могут быть как восстановителями, так и окислителями. В первом случае трехвалентный атом азота в ионе NO₂^– переходит в пятивалентный атом в ионе NO₃^–, а во втором случае NO₂^– переходит в NO↑.

Восстановительные свойства нитритов проявляются в том случае, если на них подействовать более сильными окислителями.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Окислительные свойства азотной кислоты (Опыт проводить
 в вытяжном шкафу!)

Поместите в пробирку маленький кусочек серы и прибавьте концентрированную азотную кислоту. Нагрейте пробирку на спиртовке в течение 3 минут с начала кипения раствора при взбалтывании. Наблюдайте образование пузырьков бесцветного газа NO, буреющего на воздухе. К полученному раствору прилейте 1 мл раствора хлорида бария. Объясните появление белого осадка.

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, подсчитайте общую сумму коэффициентов в уравнении. Укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель. Напишите уравнения происходящих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионно-молекулярном виде.

2. Окислительные свойства солей азотистой кислоты (Опыт
проводить в вытяжном шкафу!)

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора нитрита натрия NaNO₂, столько же раствора иодида калия KI и несколько капель разбавленного раствора серной кислоты. Не взбалтывая, наблюдайте появление бесцветного газа NO, буреющего на воздухе, и выделение иода I₂.

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, подсчитайте общую сумму коэффициентов в уравнении. Укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель. Напишите уравнение реакции в молекулярном, полном и сокращенном ионно-молекулярном виде.