Окисно-відновні реакції

Мета: засвоїти суть понять, які стосуються даної теми: окисник, відновник, середовище, продукти реакції, процес окиснення, процес відновлення, окисно-відновний потенціал, напрям окисно-відновної реакції; вміти враховувати фактори, які впливають

Дослід 1. Відновні властивості металів.

У три пробірки внести по 8 – 12 крапель розчинів таких солей: купрум (II) сульфату, плюмбум(II) нітрату і цинк сульфату. Опустити в першу пробірку очищену від іржі залізну скріпку, у другу – гранулу цинку, у третю – очищений мідний дротик. Де реакція не відбувається і чому? Дати пояснення, виходячи із відповідних значень окисно-відновних потенціалів, скласти схеми електронних переходів, зазначити речовини відновники та окисники.

Дослід 2. Відновні й окисні властивості неметалів.

У дві пробірки вносять по 3 – 4 краплі йодної води. У першу додають кілька крапель хлорної, а у другу – сірководневої води H₂S. Як змінюється забарвлення йоду? Написати рівняння реакцій, прийнявши до уваги, що у першому випадку утворюється йодатна(V) кислота HIO₃, а у другому – осад сірки. Яку роль відіграють хлор, йод і H₂S у цих реакціях?

Дослід 3. Відновні властивості атомів р-елементів у негативному ступені окиснення.

1. До 3 – 4 крапель розчину калій йодиду КI додати 2 – 3 краплі розведеної сульфатної кислоти для створення середовища і 2 – 3 краплі калій йодату(V) КIO₃. Внаслідок реакції утворюється вільний йод, який забарвлює розчин у жовто – коричневий колір. Якщо в цю ж пробірку долити трохи органічного розчинника (гасу, бензолу, рідкого вазеліну чи толуолу), то кільце цього розчинника забарвлюється у характерний для йоду фіолетовий колір. Скласти рівняння реакції.

2. У дві пробірки налити 2 – 3 краплі бромної води. В першу додати кілька крапель амоніаку, в другу – сірководневої води. Які зміни Ви спостерігаєте у кожній з цих пробірок? Скласти рівняння реакцій, які тут відбуваються, маючи на увазі, що у першій пробірці утворюється азот і амоній бромід, а у другій – сірка і бромідна кислота.

Дослід 4. Окисні властивості атомів елементів у найвищому ступені окиснення.

1. У три пробірки налийте по 2 – 4 краплі сірководневої води H₂S, натрій сульфіту Na₂SO₃ та калій йодиду КI. Додайте 2 – 3 краплі розбавленої сульфатної кислоти і калій дихромату K₂Cr₂O₇. Що Ви спостерігаєте у кожній пробірці? Написати рівняння реакцій.

2. У пробірку внести 2 – 4 краплі манган(II) сульфату MnSO₄, підкислити цей розчин розбавленою нітратною кислотою HNO₃ і всипати мікрошпатель плюмбум(IV) оксиду PbO₂. Обережно нагріти пробірку. Спостерігати появу характерного для MnO₄^– фіолетового кольору розчину. Скласти рівняння реакції.

Дослід 5. Окисні й відновні властивості сполук сульфуру (IV).

У дві пробірки з розчинами калій дихромату K₂Cr₂O₇ і Na₂S, взятих окремо, внести декілька крапель розбавленої сульфатної кислоти і натрій сульфіту Na₂SO₃. Що Ви спостерігаєте у кожній пробірці. Скласти рівняння реакцій і зазначити окисно-відновну роль натрій сульфіту в кожній з них. Свою відповідь підтвердіть порівнянням значень відповідних стандартних окисно-відновних потенціалів.

Дослід 6. Вплив рН середовища на хід окисно-відновних реакцій.

У три пробірки внести по 3 – 4 краплі розчину калій перманганату KMnO₄. В першу пробірку додати 2 – 3 краплі розбавленої сульфатної кислоти, в другу – кілька крапель води, у третю – розчин лугу. До всіх трьох пробірок внести по 1 – 2 мікрошпателя натрій нітриту NaNO₂ і змішати до повного розчинення кристалів. Які зміни спостерігаються у кожній пробірці? Написати рівняння реакцій, враховуючи те, що манган(II) сульфат MnSO₄ – безбарвний у розчині, манган(IV) оксид MnO₂ – коричневий, а калій манганат K₂MnO₄ – зелений. Скласти загальну схему відновлення йону MnO₄^– у різних середовищах:

Дослід 7. Внутрішньомолекулярні окисно-відновні реакції.

У широку фарфорову чашку насипати гірку амоній дихромату (NH₄)₂Cr₂O₇. У вершину гірки вставити магнієву стружку та підпалити її. Яке явище Ви спостерігаєте? Складіть рівняння цієї реакції, якщо у ній утворюється зелений хром(III) оксид, азот і водяна пара. Який елемент у складі амоній дихромату у цій реакції відновник, а який - окисник?

Дослід 8. Реакції диспропорціювання.

У пробірку внести 5 – 7 крапель бромної води й додати до неї розчин KOH до знебарвлення. Написати рівняння реакції для випадків взаємодії цих речовин на холоді і при нагріванні. Зробити висновок, чи впливає температура на продукти окисно-відновної реакції.

Дослід 9. Окисно-відновні властивості гідроген пероксиду H₂O₂.

1. До розчину калій йодиду, підкисленого сульфатною кислотою додають 1 – 2 краплі 3 % - го розчину гідроген пероксиду H₂O₂. Розчин у пробірці набуває спочатку жовтуватого, а потім жовто-коричневого кольору за рахунок виділення йоду. Скласти рівняння цієї реакції, зазначити окисно -відновну роль гідроген пероксиду.

2. До 2 – 3 краплин розчину калій перманганату KMnO₄ додати 2 – 3 краплі сульфатної і декілька краплин гідроген пероксиду H₂O₂. Спостерігати виділення безбарвного газу і знебарвлення розчину. Скласти рівняння реакції і вказати окисно-відновну роль у них гідроген пероксиду.

Дослід 10. Вплив концентрації нітратної та сульфатної кислот на продукти окисно-відновної реакції.

1. У пробірку з мідним дротиком наливають 4 – 6 крапель концентрованої нітратної кислоти. Спостерігають утворення блакитного розчину купрум(II) нітрату Cu(NO₃)₂ і виділення бурого газу нітроген(IV) оксиду NO₂.

У цю ж пробірку доливають 6 – 10 крапель води і спостерігають вже виділення безбарвного газу нітроген(II) оксиду NO.

Записують рівняння обох реакцій.

2. У першу пробірку наливають концентровану сульфатну кислоту, а у другу – сильно розбавлену сульфатну кислоту. В обидві пробірки опускають по одній гранулі цинку. Що спостерігається у кожній пробірці? Складіть рівняння реакцій, знаючи, що в першій пробірці паралельно відбувається три типи взаємодії з утворенням: 1) ZnSO₄ і SO₂, 2) ZnSO₄ і S, 3) ZnSO₄ і H₂S; а у другій пробірці виділяється водень.

З п.1 і п.2 цього досліду зробіть висновок, чи впливає концентрація реагуючих речовин на продукти окисно-відновної реакції. Складіть загальні схеми відновлення нітратної та сульфатної кислот в залежності від концентрації кислоти і відновлювальної здатності відновника (Mg, Zn, Al, Cu, Ag).

Дослід 11. Взаємодія глюкози з калій перманганатом у сульфатнокислому середовищі (демонстрація).

У пробірку наливають 5 – 8 крапель розчину калій перманганату KMnO₄ і додають 2 – 3 краплі розчину розбавленої сульфатної кислоти, в одержаний розчин всипають один мікрошпатель глюкози. Спостерігають виділення вуглекислого газу і знебарвлення калій перманганату. Записують рівняння реакції.

Дослід 12. Взаємодія калій йодиду з калій перманганатом у кислому середовищі.

У пробірку внести 3 – 4 краплі розчину калій перманганату і 1 краплю розбавленої сульфатної кислоти, додати 2 – 3 краплі розчину калій йодиду KI. Спостерігати знебарвлення розчину калій перманганату і появу жовтуватого або жовто-коричневого кольору йоду. Скласти рівняння реакції.

Завдання та запитання для самопідготовки

1. Доберіть коефіцієнти у рівняннях реакцій, окисник чи відновник в яких є реакційним середовищем:

KMnO₄ + HCl →

Al + HNO₃(розб) →

2. Використовуючи значення стандартних окисно-відновних потенціалів, визначте, яка з реакцій можлива:

K₂Cr₂O₇ +KBr + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + K₂SO₄ + H₂O

NaI + Na₂SO₄ + H₂O → I₂ + Na₂SO₃ + NaOH

3. Використовуючи таб.7, виберіть з наведених окисників: Br₂, MnO₂, PbO₂, KClO₃ такий, який дозволяє отримати Cl₂ з HCl.

4. Закінчіть рівняння і доберіть коефіцієнти для окисно – відновних реакцій:

Zn + H₂SO₄ (розб) → H₂S + H₂SO₃ →

Mg + H₂SO₄ (к) → Na₂S₂O₃ + KMnO₄ + KOH →

Ag + HNO₃ (к) → SO₂ + HClO₄ + H₂O →

Cu₂S + HNO₃ (к) → Zn + NaNO₃ + NaOH + H₂O →

KMnO₄ +Al + H₂SO₄ → Zn + KNO₃ + KOH →

Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH → FeS₂ + HNO₃ (к) →

K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂O → H₂C=CH₂ + KMnO₄ + H₂O →

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ → NH₄NO₃ + Al_{(нагрівання)} →

KMnO₄ + KNO₂ + NaOH → NH₄OH + Br₂ →

KMnO₄ + KNO₂ + H₂O → Mn₃O₄ + HNO₃ →

MnO₂ + KClO₃ + K₂CO₃ → P_біл + NaOH + H₂O →

P + HNO₃ + H₂O → B(O–CH₃)₃ + O₂ →

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → BaO₂ + PbS →

(NH₄)₂S + Na₂Cr₂O₇ + H₂O → KClO₃ + Fe₃C+ KOH_{(нагрівання)} →

Co₂O₃ + HCl → Fe(CrO₂)₂ + Na₂CO₃ + O_{2(нагрівання)} →

Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + H₂SO₄ → (NH₄)₂S₂O₈ + Cr₂(SO₄)₃ + KOH →

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → KMnO₄ +SiH₄ + H₂SO₄ →

KI + NaNO₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + KI →

NaNO₂ + PbO₂ + H₂SO₄ → Au +H₂SeO₄ →

PH₃ + O₂ → Nb + HF + HNO₃ →

C₂H₅OH + CrO₃ + H₂SO₄ → NaClO + NH₃ →

I₂ + Cl₂ + H₂O →

5. Назвіть фактори, які впливають на природу продуктів окисно -відновних реакцій (концентрація реагуючих речовин, кислотність середовища, температура, каталізатор). Наведіть приклади відповідних окисно – відновних реакцій, де ці фактори проявляються.

6. Поясніть, що розуміють під стандартним потенціалом окисно -відновної реакції. Як знак і величина його значення визначають здатність йонів або атомів приєднувати або віддавати електрони порівняно з катіонами гідрогену?

7. Як величина стандартного потенціалу окисно-відновного переходу визначає силу окисника? Порівняйте значення цієї характеристики для переходів:

Cl₂ + Iē × 2 = 2Cl^ˉ ;

Br₂ + Iē × 2 = 2Br^ˉ ;

I₂ + Iē × 2 = 2I^ˉ _.

Який окисник серед галогенів найсильніший?

8. Як використовують величини стандартних потенціалів окисно -відновних реакцій для визначення їх напряму? В якому напрямі будуть відбуватись реакції:

Cr₂(SO₄)₃ +I₂ + K₂SO₄ + H₂O ↔ K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄;

MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O ↔ KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄.

9. Які фактори впливають на величину потенціалу окисно-відновної реакції?

10. Наведіть приклади рівнянь окисно-відновних реакцій, які відбуваються у природі та промисловості.