«Окислительно-восстановительные процессы» (стр. 5 )

Пример 5. Иногда в состав восстановителя входят два окисляющихся элемента, например, при окислении концентрированной азотной кислотой сульфида мышьяка (III) по схеме:

As2S3 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO

В ходе этого процесса окисляются атомы мышьяка и атомы серы: степень окисления мышьяка повышается от (+3) до (+5), степень окисления серы повышается от (-2) до (+6).  Причем, одна молекула сульфида мышьяка превращается в два арсенат-иона и три сульфат-иона:

  As2S3 → 2AsO43– + 3SO42–

Источником кислорода, необходимого для образования двух арсенат - и трех сульфат-ионов в кислой среде являются молекулы воды (2Ч4 + 3Ч4 = 20 штук), при этом должно высвободиться 40 ионов водорода:

  As2S3 + 20Н2О → 2AsO43– + 3SO42– + 40Н+

Суммарный заряд частиц в правой части равен +28, это означает, что восстановителем отдано 28 электронов:

  As2S3 + 20Н2О  –  28е– → 2AsO43– + 3SO42– + 40Н+

При составлении полуреакции восстановления будем исходить из схемы: NO3– → NO. Избыток кислорода в исходном веществе в кислой среде связывается с ионами водорода и образуется две молекулы воды:

NO3– + 4Н+ → NO + 2Н2О

Суммарный заряд частиц в левой части полуреакции равен (+3), в правой части – 0; чтобы уравнять заряды обеих частей уравнения, необходимо в левую часть добавить три электрона:

NO3– + 4Н+ + 3е– → NO + 2Н2О

Перед сложением полуреакций окисления и восстановления, нужно уравнение процесса окисления умножить на три, а уравнение процесса восстановления  –  на 28:

As2S3 + 20Н2О  –  28е– → 2AsO43– + 3SO42– + 40Н+  │3

NO3– + 4Н+ + 3е– → NO + 2Н2О  │28

3As2S3 +60Н2О+28NO3– + 112Н+ → 6AsO43– + 9SO42– + 120Н+ + 28NO + 56Н2О

Теперь необходимо привести подобные слагаемые в обеих частях уравнения

3As2S3 + 4Н2О + 28NO3→ 6AsO43– + 9SO42– + 8Н+ + 28NO

Переходим от ионно-молекулярного уравнения к молекулярному уравнению:

3As2S3 + 28HNO3 + 4Н2О = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Вопросы для самоподготовки к модулю 1

Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Что такое степень окисления? Какие процессы называются «окислением» и «восстановлением»? Какие вещества называются окислителями? Восстановителями? Назовите важнейшие окислители и восстановители. Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? Что такое окислительно-восстановительная двойственность? Привести примеры.

5. Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют?

6. Приведите примеры реакций межмолекулярного окисления-восстановления.

7. Приведите примеры внутримолекулярного окисления-восстановления.

8. Приведите примеры реакций диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

9. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

10. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом  полуреакций (электронно-ионного баланса).

Задачи для самостоятельного решения:

[5]Стр.139-154, №№ 000, 612, 613, 621, 624, 625.

Лабораторная работа

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

Окислительные свойства KMnO4 в зависимости от реакции среды.

Опыт 1. В пробирку налить 2 мл раствора серной кислоты (для создания кислой среды) и добавить 1 - 2 мл раствора перманганата калия. Затем прилить раствор сульфита натрия (вместо раствора можно добавить 1 стеклянную ложечку соли в кристаллическом виде). Наблюдать изменение фиолетовой окраски до полного обесцвечивания, за счет восстановления перманганат-иона до Mn+2.

Опыт 2.  В пробирку налить немного разбавленного раствора перманганата калия и добавить раствор сульфита натрия. Наблюдается обесцвечивание раствора перманганата калия и образование бурого осадка диоксида марганца.

Опыт 3.  В пробирку налить несколько миллилитров раствора перманганата калия и добавить такой же объем концентрированного раствора гидроксида калия. Затем добавить 1-2 стеклянные ложечки сульфита натрия. Наблюдать появление зеленой окраски манганат-иона.

Как влияет кислотность среды на окислительные свойства KMnO4?

Окислительно-восстановительная двойственность

Опыт 4. К 2 – 3 мл раствора йодида калия добавить 1 – 2 мл раствора перекиси водорода. Наблюдать образование йода. Наличие йода в растворе можно обнаружить, добавив в пробирку несколько капель раствора крахмала.

Опыт 5. В пробирке смешать 2–3 мл раствора перманганата калия, подкисленного 1–2 мл разбавленного раствора H2SO4, и 1–2 мл раствора перекиси водорода. Наблюдать обесцвечивание перманганат-иона и образование бесцветного газа.

Почему перекись водорода может быть и окислителем, и восстановителем?

Окислительные свойства бихромата калия.

Опыт 6. К 2 – 3 мл раствора сульфита натрия, подкисленного серной кислотой, добавить раствор бихромата калия. Наблюдать изменение окраски, обусловленное восстановлением хрома (+6) в хром (+3).

Восстановительные свойства оксида хрома (+3)

Опыт 7. Небольшое количество оксида хрома (+3) сплавляют в небольшой фарфоровой чашке со смесью нитрата калия и гидроксида катрия (надеть защитные очки!). Наблюдать появление желтого окрашивания хромат-иона.

Опыт 8. Поместить в пробирку немного медных стружек и добавить 1 – 2 мл концентрированного раствора азотной кислоты. Опыт проводить под тягой! Наблюдать появление гидратированных ионов меди голубого цвета и образование диоксида азота, который имеет бурую окраску. Обратить внимание на то, что окислитель в данном случае является одновременно и солеобразователем.

Написать уравнения всех  изученных реакций, расставить коэффициенты методом полуреакций.

Проектное задание к модулю 1

Закончить уравнение окислительно-восстановительного процесса, указать окислитель, восстановитель; расставить коэффициенты методом полуреакций:

K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2O → Cr(OH)3 + …

Тест рубежного контроля №1

1. В каких веществах  атом хлора имеет степень окисления больше (+4)?
а) HClO3	б) HCl	в) HClO2
г) HClO4	д) HClO
2. Среди перечисленных веществ указать, те которые могут  являться только восстановителями:
а) NH3	б) H2SО4
в) Na2SO3	г) КNO3	д) H2S
3. Среди перечисленных веществ указать, те которые могут  являться только окислителями:
а)  KI	б)  HNO3	в)  H2S
г)  KMnO4	д)  Na2SO3
4. Укажите процесс, происходящий с атомами иода в реакции:   KI + HNO2 + H2O → I2 + NO + KOH
а) +3 e-	б) +1 e-
в) ─1 e-	г) ─3 e-	д)  0 e-
5. Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями?
а) КI	б) HNO3
в) Na2SO4	г) K2MnO4	д) H2О2
6. Отметить коэффициент перед сульфатом марганца в продуктах реакции:  KMnO4+ Na2SO3+H2SO4 → …
а) 2	б) 3
в) 4	г) 5	д) 6

Модуль 2. ОСНОВЫ  ЭЛЕКТРОХИМИИ

Комплексные цели: студент должен: знать, что называется электродным потенциалом, стандартным электродным потенциалом, что такое ряд напряжений, каково устройство гальванических элементов; уметь писать уравнения катодных и анодных процессов; явление электролиза, механизмы электролиза в расплавах и растворах

Химические процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или, наоборот, вызываются электрическим током, называются электрохимическими. В данном модуле мы рассмотрим явления, происходящие на границе электрод – раствор электролита.

Электродные потенциалы

Как известно, электрическим потенциалом называют величину, соответствующую энергии, которую нужно затратить или которую можно получить при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку.

Электрод – электронный проводник, который находится в контакте с электролитом (ионным проводником). На границе раздела фаз возникает двойной электрический слой или  скачок электрического потенциала (разность потенциалов). Существует несколько механизмов возникновения электродного потенциала.

Рассмотрим гетерогенную систему металл – вода.

1. Ионы металла, которые находятся на поверхности, отличаются избытком потенциальной энергии, поэтому, хотя бы в ничтожных количествах, могут перейти в раствор, оставив электроны на поверхности металла. Этому способствуют полярные молекулы растворителя:

Ме (тв.) + m H2O (ж.) ↔ [Ме (H2O)m]ж n+ + neтв.

Отрицательно заряженная поверхность металлов будет притягивать к себе катионы (они могут вернуться обратно, т. к. процесс обратимый). На границе раздела двух фаз: металл (электрод) – соприкасающийся с ним  раствор и возникает двойной электрический слой, который называется электродным потенциалом ц.

2. Ионы электролита (одноименные с металлом или посторонние), могут адсорбироваться на поверхности металла и сообщать ему  заряд:  «+» или «−».

Например, для малоактивного металла (Cu) – преобладает процесс адсорбции ионов металла из раствора на поверхности металлической пластинки. Поверхность заряжается  положительно, что приводит к притягиванию отрицательных ионов из раствора - снова образуется двойной электрический слой.

Стандартные потенциалы. Водородный электрод

Абсолютное значение электродного потенциала (ц) измерить невозможно, но можно определить разность потенциалов относительно какого-то «стандартного» электрода (для него считается, что ц = 0, а все остальные потенциалы определяются в сравнении с ним).