Практикум по курсу «Химия» для студентов направлений: 270800.62 «Строительство», 080100.62 «Экономика» очной и заочной форм обучения, на тему: «Окислительно - восстановительные процессы» (стр. 2 )

Осторожно обращаться с нагревательными приборами; при проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками песок, войлок и т. п.; в случае воспламенения горючих веществ быстро погасить горелку, выключить электронагревательные приборы, оставить сосуд с огнеопасным веществом и тушить пожар: горящие жидкости прикрытье войлоком, а затем, если нужно засыпать песком, но не заливать водой;

б) в случае воспламенения щелочных металлов гасить пламя только сухим песком, но не водой;

во всех случаях пожара в лаборатории немедленно вызвать пожарных и до их прихода воспользоваться углекислотным огнетушителем.

Оказание первой помощи

       В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи  –  порезы рук стеклом, термические и химические ожоги. В особо серьезных случаях необходимо немедленно обратиться к врачу.

Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка.

- При порезах стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом.

- При термических ожогах обожженный участок покрыть стерильной повязкой. Нельзя смазывать  обожженное место жирами или вазелином.

- При химических ожогах промыть обожженное место большим количеством проточной воды, затем обработать либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соды (в случае ожога кислотой), а затем снова промыть водой.

- При отравлении химическими веществами до прихода врача приступить к оказанию первой помощи – в случае желудочных отравлений вызвать рвоту. При отравлениях газами и парами вывести пострадавшего на чистый воздух и облегчить условия дыхания (расстегнуть стесняющую одежду – воротник).

1 Лабораторная работа

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

1.1 Теоретическая часть

Окислительно-восстановительные реакции являются наиболее распространенным типом химических взаимодействий. Эти реакции составляют основу многих технологических процессов (сжигание топлива, процессы в гальваническом производстве, а также процессы коррозии и электролиза).

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Степень окисления – это формальный заряд атома в молекуле (формальной единице), вычисленный исходя из предположения, что все связи являются ионными.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1. Степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна нулю. Например,

Fe0, Na0, H20.

2. Постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2). Например,

Na+1Cl, Ca+2(OH)2.

3. Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов, где степень окисления равна -1. Например,

H2+1O, NH3+1, NaH-1, CaH2-1.

4. Степень окисления кислорода в соединениях равна –2, например, К2O-2, H2O-2, за исключением пероксидов (H2O2-1, Na2O2-1), где степень окисления кислорода равна –1 и фторида кислорода (OF2), где степень окисления +2.

5. Молекула в целом нейтральна, поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, а в ионе равна заряду этого иона.

Таким образом, для вычисления степени окисления следует расставить известные степени окисления элементов (согласно приведенным выше положениям), а затем, исходя из положения 5, вычислить неизвестную величину.

Пример 1. Вычислим степень окисления серы в сернистой кислоте, для этого запишем известные степени окисления атомов водорода и кислорода, а степень окисления серы обозначим как неизвестное:

Н2+1SхО3-2

Для обеспечения электронейтральности молекулы, состоящей из двух атомов водорода и трех атомов кислорода, атому серы следует приписать степень окисления х = +4,  т. к.  2·(+1) + х + 3 ·(-2)  = 0.

Пример 2. Вычислим степень окисления азота в нитрат анионе, для этого запишем степень окисления кислорода (-2), а степень окисления азота обозначим как неизвестное:

(NxO3-2)-

Следует помнить, что при расчете степени окисления атома, входящего в состав сложного иона, алгебраическая сумма степеней окисления атомов должна быть равна заряду иона. Поэтому степень окисления атома азота равна +5, т. к.  х + (-2)·3 = -1, х = +5

Окисление - восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс.

Рассмотрим реакцию растворения цинка в соляной  кислоте:

Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20

Цинк отдает 2 электрона, превращаясь при этом в катион со степенью окисления +2 ( Zn+2).

Zn0 – 2з = Zn+2,

Электроны, отдаваемые цинком, присоединяются ионами водорода, которые превращаются при этом в атомы водорода, а затем, попарно соединяясь, образуют молекулу:

2H+ + 2з = H20

Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением. Вещество, отдающее электроны и повышающее свою степень окисления в ходе реакции, называется восстановителем.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Вещество, которое присоединяет электроны и при этом понижает свою степень окисления, называется окислителем.

Таким образом, в приведенном примере цинк окисляется, являясь восстановителем, а водород восстанавливается, являясь окислителем.

Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. е. быть окислителями, т. к. их атомы способны лишь присоединять электроны.

       Например, сера в степени окисления +6 (Н2SO4), азот  +5  (HNO3 и нитраты), марганец  +7  (KMnO4), хром  +6  (K2CrO4, K2Cr2O7) и др.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, т. е. быть восстановителем, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны. 

Например, сера  в степени окисления - 2 (H2S и сульфиды), азот в степени окисления -3 (NH3 и его производные) и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью, это значит, что они способны и принимать электроны, понижая свою степень окисления, и отдавать электроны, повышая степень окисления, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют. В реакции с типичным окислителем это соединение выступает в роли восстановителя, а в реакции с типичным восстановителем оно проявляет окислительные свойства.

Например:  Na2S+4O3  ,  HN+3O2

Отметим типичные окислители и восстановители.

Окислители:

1) Типичные неметаллы (F2, Cl2, Br2, I2, O2) в элементарном (свободном) состоянии. Они характеризуются большой энергией сродства к электрону и большой величиной электроотрицательности.

2) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов или неметаллов в состоянии высшей степени окисления: азотная кислота (HN+5O3) и нитраты (NO3-), концентрированная серная кислота (H2S+6O4), а также KMn+7O4, K2Cr+6O4, K2Cr2+6O7 .

3) Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления,  например, Fe+3, Cu+2, Sn+4 и др. (см. приложение А).

Восстановители:

1) Активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие, как водород, углерод, фосфор, кремний.

2) Отрицательно заряженные ионы неметаллов. К ним относятся анионы бескислородных кислот и их соли (Cl-, Br-, I-, S2-).

3) Ионы металлов, находящиеся в низшей степени окисления,  например, Fe+2, Cu+1, Sn+2 и др. (см. Приложение А)

Для составления уравнений ОВР пользуются методом электронного баланса и электронно-ионного баланса.

Оба эти метода основаны на одном и том же принципе:

в окислительно-восстановительных процессах общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо придерживаться определенного порядка. 

1. Порядок составления ОВР методом электронного баланса

1) Вычислить степени окисления элементов в уравнении ОВР и определить элементы, которые меняют свою степень окисления.

2) Составить уравнения электронного баланса и уравнять число отданных и принятых электронов.

3) Подставить полученные коэффициенты в уравнение ОВР.

4) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения.

5) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода.

2. Порядок составления ОВР методом электронно-ионного баланса

1) Записать схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ и определить степень окисления тех элементов, которые ее меняют.

2) Составить ионную схему реакции, записывая сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, газообразные вещества и осадки – в виде молекул, причем в это уравнение не включают ионы, которые не изменяются в результате реакции.

3) Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул.

4) Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H2O, ионы H+ или ОН-.

5) Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части уравнения необходимое число электронов.

6) Подобрать коэффициенты для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

7) Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

8) Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

9) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения.

10) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода – их должно быть поровну в левой и правой части уравнения.

Для уравнивания кислорода в кислой, нейтральной и щелочной средах необходимо учитывать:

1) на один атом кислорода, теряемый частицей (молекулой, ионом) окислителя, в кислой среде затрачивается два иона Н+ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной среде затрачивается одна молекула Н2О и образуются два иона ОН - ;