Работа 5. Окислительно-восстановительные процессы
Цель работы: ознакомление с некоторыми окислительно-восстановительными процессами.
Краткая теория
Окислительно-восстановительными реакциями называют химические процессы, сопровождающиеся переносом электронов от одних молекул или ионов к другим.
При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окислением называют процесс потери электронов, восстановлением - процесс присоединения электронов.
Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называют восстановите-лями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую электронную пару электронов), называют окислителями.
Например, в реакции цинка с сульфатом меди
Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (р) + Cu (т)
ионы Cu2+ присоединяют электроны:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
Атомы цинка отдают электроны:
Zn0 = Zn2+ + 2ē.
Соответственно CuSO4 – окислитель, Zn – восстановитель.
Степенью окисления элемента в соединении называют формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей электроотрицательностью и все связи в молекуле соединения яв-ляются ионными.
Степень окисления элемента указывают вверху над символом элемента со знаком «+» или «-» перед цифрой, например, Mn+7. Степень окисления ионов, реально су-ществующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозна-чается аналогично со знаком «+» или «-» после цифры, например Cl-, Сa2+.
Использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При окислении элемента степень окисления увеличивается, т.е. восстановитель при реакции повышает степень окисления:
Sn2+ = Sn4+ + 2ē.
При восстановлении элемента степень окисления понижается, т.е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (ме-тод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод. Этот метод дает возможность прогнозировать продукты реакции, описывать процессы, про-текающие при электролизе и в гальванических элементах.
На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, тем-пература, катализаторы.
О направлении окислительно-восстановительных реакций можно судить по изме-нению энергии Гиббса. Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними используют стандартные электродные потенциалы (Е°).
Электродным или окислительно-восстановительным потенциалом называется разность потенциалов, возникающая на границе металл-раствор при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого металла. Чтобы сравнивать электродные потенциалы отдельных пар, их определяют в стандартных состояниях (концентрация раствора – 1 моль/л, температура – 25˚С). Полученные значения называют стан-дартными окислительно-восстановительными (электродными) потенциалами. Значения электродных потенциалов обычно определяют относительно стандартного водородного электрода (потенциал этого электрода принято считать равным нулю).
Электрохимическая система с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли окислителя.
Электрохимическая система с более низким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли восстановителя.
Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций, как правило, протекает та, которая имеет наибольшую разность электродных потенциалов полуреакций.
Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохожде-нии постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод на котором осуществляется процесс окисления, - анодом.
Ионы разных типов разряжаются в разной последовательности, это зависит от природы электрода, состояния электролита, электродного потенциала конкретной электрохимической системы.
Электроды могут быть инертными (графит) или активными (медные).
Легкость разряда катионов определяется положением в электрохимическом ряду напряжений, чем больше значение электродного потенциала, тем легче разряжается катион. Разряд анионов типа SO42- не происходит из-за предпочтительного разряда ионов ОН-.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Сравнение химической активности железа и меди.
Предварительно обезжиренную и протравленную в соляной кислоте железную пла-стину опустите в 1М раствор сульфата меди (II). Спустя некоторое время выньте пла-стину из раствора. Объясните результат. В обоснование ответа приведите стандартные электродные потенциалы соответствующих систем. Составьте уравнение реакции.
Опыт 2. Взаимодействие растворов соединений Fe (III) и Sn (II)
К раствору тиоцианата аммония прибавьте раствор соли железа (III). Отметьте цвет образовавшегося раствора, после чего прибавляйте к нему по каплям до полного обесцвечивания раствор хлорида олова (II). В каком направлении и почему происходит при этом сдвиг равновесии в системе
FeCl3 + NН4NCS ↔ Fe(NCS)3 + 3NH4Cl.
Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций. Составьте урав-нения реакций.
Опыт 3. Взаимодействие растворов солей железа (III) и иодида натрия (иодида ка-лия).
Объясните результат опыта. Проверьте, будет ли протекать реакция при смешивании раствора соли железа (III) и раствора бромида натрия? Ответы обоснуйте. Составьте уравнения реакций. Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций.
Опыт 4. Восстановление иона MnO4- в различных средах.
В три отдельные пробирки (нейтральная, кислая и щелочная среда) с разбавленным раствором оксоманганата (VII) калия КMnO4- прибавьте по каплям одинаковое коли-чество раствора сульфита натрия Na2SO3 (или кристаллического вещества). Объясните наблюдаемое, имея в виду образование в кислой среде ионов Mn2+, в нейтральной среде – оксида марганца (IV) и в сильнощелочной среде – ионов MnO42-.
Приведите стандартные окислительные потенциалы полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O (кислая среда)
MnO4– + 2H2O + 3ē → MnO2- + 4OH– (нейтральная среда)
MnO4– + ē → MnO42 – (щелочная среда)
В какой среде окислительные свойства иона MnO4- выражены сильнее? Составьте уравнения реакций.
Опыт 5. Электролитическое получение меди.
В электролизер с угольными электродами налейте электролит – 1М раствор сульфата меди CuSO4. Проведите электролиз в течение 30 минут. По окончании пропускания тока катод выньте из раствора, сполосните водой и осушите фильтровальной бумагой. Полученную медь растворите в концентрированной азотной кислоте. Электрод про-мойте. Опишите катодный и анодный процессы.
Цель работы: ознакомление с некоторыми окислительно-восстановительными процессами.
Краткая теория
Окислительно-восстановительными реакциями называют химические процессы, сопровождающиеся переносом электронов от одних молекул или ионов к другим.
При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окислением называют процесс потери электронов, восстановлением - процесс присоединения электронов.
Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называют восстановите-лями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую электронную пару электронов), называют окислителями.
Например, в реакции цинка с сульфатом меди
Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (р) + Cu (т)
ионы Cu2+ присоединяют электроны:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
Атомы цинка отдают электроны:
Zn0 = Zn2+ + 2ē.
Соответственно CuSO4 – окислитель, Zn – восстановитель.
Степенью окисления элемента в соединении называют формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей электроотрицательностью и все связи в молекуле соединения яв-ляются ионными.
Степень окисления элемента указывают вверху над символом элемента со знаком «+» или «-» перед цифрой, например, Mn+7. Степень окисления ионов, реально су-ществующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозна-чается аналогично со знаком «+» или «-» после цифры, например Cl-, Сa2+.
Использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При окислении элемента степень окисления увеличивается, т.е. восстановитель при реакции повышает степень окисления:
Sn2+ = Sn4+ + 2ē.
При восстановлении элемента степень окисления понижается, т.е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (ме-тод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод. Этот метод дает возможность прогнозировать продукты реакции, описывать процессы, про-текающие при электролизе и в гальванических элементах.
На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, тем-пература, катализаторы.
О направлении окислительно-восстановительных реакций можно судить по изме-нению энергии Гиббса. Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними используют стандартные электродные потенциалы (Е°).
Электродным или окислительно-восстановительным потенциалом называется разность потенциалов, возникающая на границе металл-раствор при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого металла. Чтобы сравнивать электродные потенциалы отдельных пар, их определяют в стандартных состояниях (концентрация раствора – 1 моль/л, температура – 25˚С). Полученные значения называют стан-дартными окислительно-восстановительными (электродными) потенциалами. Значения электродных потенциалов обычно определяют относительно стандартного водородного электрода (потенциал этого электрода принято считать равным нулю).
Электрохимическая система с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли окислителя.
Электрохимическая система с более низким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли восстановителя.
Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций, как правило, протекает та, которая имеет наибольшую разность электродных потенциалов полуреакций.
Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохожде-нии постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод на котором осуществляется процесс окисления, - анодом.
Ионы разных типов разряжаются в разной последовательности, это зависит от природы электрода, состояния электролита, электродного потенциала конкретной электрохимической системы.
Электроды могут быть инертными (графит) или активными (медные).
Легкость разряда катионов определяется положением в электрохимическом ряду напряжений, чем больше значение электродного потенциала, тем легче разряжается катион. Разряд анионов типа SO42- не происходит из-за предпочтительного разряда ионов ОН-.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Сравнение химической активности железа и меди.
Предварительно обезжиренную и протравленную в соляной кислоте железную пла-стину опустите в 1М раствор сульфата меди (II). Спустя некоторое время выньте пла-стину из раствора. Объясните результат. В обоснование ответа приведите стандартные электродные потенциалы соответствующих систем. Составьте уравнение реакции.
Опыт 2. Взаимодействие растворов соединений Fe (III) и Sn (II)
К раствору тиоцианата аммония прибавьте раствор соли железа (III). Отметьте цвет образовавшегося раствора, после чего прибавляйте к нему по каплям до полного обесцвечивания раствор хлорида олова (II). В каком направлении и почему происходит при этом сдвиг равновесии в системе
FeCl3 + NН4NCS ↔ Fe(NCS)3 + 3NH4Cl.
Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций. Составьте урав-нения реакций.
Опыт 3. Взаимодействие растворов солей железа (III) и иодида натрия (иодида ка-лия).
Объясните результат опыта. Проверьте, будет ли протекать реакция при смешивании раствора соли железа (III) и раствора бромида натрия? Ответы обоснуйте. Составьте уравнения реакций. Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций.
Опыт 4. Восстановление иона MnO4- в различных средах.
В три отдельные пробирки (нейтральная, кислая и щелочная среда) с разбавленным раствором оксоманганата (VII) калия КMnO4- прибавьте по каплям одинаковое коли-чество раствора сульфита натрия Na2SO3 (или кристаллического вещества). Объясните наблюдаемое, имея в виду образование в кислой среде ионов Mn2+, в нейтральной среде – оксида марганца (IV) и в сильнощелочной среде – ионов MnO42-.
Приведите стандартные окислительные потенциалы полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O (кислая среда)
MnO4– + 2H2O + 3ē → MnO2- + 4OH– (нейтральная среда)
MnO4– + ē → MnO42 – (щелочная среда)
В какой среде окислительные свойства иона MnO4- выражены сильнее? Составьте уравнения реакций.
Опыт 5. Электролитическое получение меди.
В электролизер с угольными электродами налейте электролит – 1М раствор сульфата меди CuSO4. Проведите электролиз в течение 30 минут. По окончании пропускания тока катод выньте из раствора, сполосните водой и осушите фильтровальной бумагой. Полученную медь растворите в концентрированной азотной кислоте. Электрод про-мойте. Опишите катодный и анодный процессы.
Последнее изменение: Понедельник 3 Октябрь 2011, 21:01