Уравнение реакции сульфита натрия с перманганатом калия

Г) окисление сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной и щелочной средах

Экспериментальная часть

Цель: Исследовать окислительно-восстановительные реакции

А)Выполнение опыта:к 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте 5-7 капель хлорной воды.

Запись данных опыта: образовался жёлтый осадок.

2K + I — + Cl₂ 0 → 2K + Cl — + I₂ 0 ;

Cl₂ 0 – 2e — → 2 Cl — │ 2

2I — + 2e — → I₂ 0 │ 2

Б) окислительные свойства серной кислоты.

Взаимодействие разбавленной кислоты с металлами.

Выполнение опыта:поместить в одну пробирку кусочек медной стружки, в другую один микрошпатель порошка цинка, а в третью – кусочек магниевой ленты и прибавить в каждую пробирку по 6-8 капель 10% (2 н) раствора серной кислоты.

Запись данных опыта:необходимо написать уравнения реакции в тех случаях, когда они протекают, указать какой ион выполняет по отношению к металлам функцию окислителя.

Запись данных опыта:

2Zn 0 + H₂ + SO₄ — → Zn₂ +2 SO₄ — 2 + H₂ 0 ↑ Реакция протекает средне

Zn 0 – 2e — → Zn +2 │ 2

2H + + 2e — → H₂ 0 │ 2 — Окислитель

Mg 0 + H₂ + SO₄ — → Mg +2 SO₄ — + H₂ 0 ↑ Реакция протекает средне

Mg 0 – 2e — → Mg +2 │ 2

2H + + 2e — → H₂ 0 │ 2 — Окислитель

Реакция с медью не протекает.

В) окислительные свойства перманганата калия.

Окисление сульфида натрия перманганатом калия в кислой среде.

Выполнение опыта:налейте в пробирку 2-3 капли раствора перманганата калия и такой же объем разбавленной 2н серной кислоты, а затем прибавляйте по каплям раствор сульфида натрия до полного обесцвечивания раствора.

Запись данных опыта: какую степень окисления приобретает марганец в кислой среде? Укажите, какую функцию выполняют в ней сульфид натрия и серная кислота.

8MnO₄ — + 64H + + 5S -2 + 20H₂O → 8Mn +2 + 32H₂O + 5SO₄ -2 + 40H +

8MnO₄ — + 24H + + 5S -2 → 8Mn +2 + 12H₂O + 5SO₄ -2

-8 + 24 – 10 → +16 – 10

В кислой среде Mn принимает степень окисления +2, выполняя роль окислителя. Сульфид натрия выполняет роль восстановителя. Серная кислота определяет кислотность среды.

г) окисление сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной и щелочной средах

Выполнение опыта: две пробирки налить по 3-4 капли раствора перманганата калия и такой же объем сульфита натрия. В одну из пробирок налить 5-6 капель концентрированного раствора гидроксида натрия или калия.

Запись данных опыта: как изменится окраска раствора? Какие ионы придают растворам окраску? Сделать вывод о характере продуктов восстановления перманганата иона в зависимости от рН среды. В какой среде перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность?

Окраска меняет фиолетовый цвет на темный, что связано с восстановлением марганца от Mn +7 до Mn +6 . Темный цвет раствору придают ионы MnO₄ -2 . Перманганат-ион при pH>7 восстанавливается до иона MnO₄ -2 ; при pH +2 . Перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность в кислой среде

а)Восстановители элементарные вещества

Поместили в 4 пробирки по 1-2 кусочка цинка, железа, олова или меди и прибавить по 5-7 капель 10% раствора соляной кислоты.

4) Cu + HCl → не протекает

Наиболее интенсивнее протекает 1-я реакция, менее интенсивное протекает 2-я реакция, интенсивность меньше всего в 3-ей реакции, 4-я не протекает. Интенсивность зависит активности металла, которая идет в порядке Zn, Fe, Sn, Cu.

б)Восстановительные свойства сероводорода и сульфид-ионов. Восстановление сульфид-ионами хроматов и дихроматов.

К 2-3 каплям раствора дихромата калия прилили 4-5 капли раствора сульфида аммония и слегка нагрели.

K₂Cr₂O₇ + (NH₄)₂S 2Cr(OH)₂↓ + S↓ + N₂↑+ 2KOH + H₂O

В осадок выпадают гидроксид хрома (II) и сера, которые имеет желтый цвет.

а) Окислительно-восстановительная двойственность. Двойственное поведение пероксида водорода.

К подкисленному раствору перманганата калия добавили по каплям раствор пероксида водорода до полного обесцвечивания раствора.

б) Окислительно-восстановительные свойства иодид-иона.

В две пробирки внесли по 3 капли иодида калия и по 2 капли 2н раствора серной кислоты. В одну пробирку добавили 3 капли хлорной воды, в другую 3 капли сероводородной воды.

Ион I — проявляют восстановительные свойства.

Реакция не протекала во втором случае с сероводородом, т. к. сера находится в минимальной степени окисления -2 и не может более восстановиться.

в) Окислительно-восстановительная двойственность. Двойственное поведение азотистой кислоты и нитритов.

К 1-2 каплям раствора перманганата калия добавили 3-4 капли разбавленной серной кислоты, а затем по каплям прибавили раствор нитрита натрия или калия до полного обесцвечивания раствора.

При протекании реакции выделился бурый газ NO₂, что связано с окислением иона NO — и восстановлением иона MnO₄ — до Mn +2 .

г) Окислительные и восстановительные свойства серы в соединениях в зависимости от степени окисления.

В три пробирки внесли по три капли раствора перманганата калия и 2 н раствора уксусной кислоты (для создания кислой среды). В одну пробирку прибавили 3 капли свежеприготовленной сероводородной воды, во вторую несколько кристалликов сульфита натрия, в третью 3 капли концентрированной кислоты.

8MnO₄ — + 64H + + 5S -2 + 20H₂O → 8Mn +2 + 32H₂O + 5SO₄ -2 + 40H +

8MnO₄ — + 24H + + 5S -2 + → 8Mn +2 + 12H₂O + 5SO₄ -2

— 8 + 24 – 10 → 16 – 10

-2 + 6 – 10 → 4 – 10

В первых двух случаях реакция проходила с восстановлением марганца и окислением атомов серы. При добавлении в 3-ю пробирку концентрированной серной кислоты реакция не происходила, т. к. сера находится в высшей степени окисления +6 и не может быть восстановителем.

Задача 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в среде серной кислоты.

Решение. KMnO₄ и Na₂SO₃ – сильные электролиты, поэтому в растворе они практически полностью диссоциируют на ионы. Окисляющим началом является анион MnO₄ – , в котором марганец находится в степени окисления +7. В то же время у серы в сульфит-анионе имеется ресурс окисления до сульфат-аниона, поэтому он является восстановителем. Известно, что в кислой среде перманганат-анион восстанавливается до Mn 2+ . Поэтому уравнения полуреакций записываются в виде:

2	MnO4 – + 8Н + + 5е Mn 2+ + 4 Н2О	восстановление, окислитель KMnO4
5	SО3 2– + Н2О – 2е SО4 2– + 2Н +	окисление, восстановитель Na2SO3

2MnO₄ – + 16Н + + 5SО₃ 2– +5Н₂О 2Mn 2+ + 8 Н₂О + 5SО₄ 2– + 10Н +

Можно видеть, как пара Н + – Н₂О осуществляет перераспределение кислорода между реагентами и продуктами реакции.

Коэффициенты перед строками уравнений полуреакций отражают требования электронного баланса: количество электронов, принятых окислителем должно быть равно количеству электронов, отданных восстановителем. Суммирование левых и правых частей уравнений реакций с учетом умножения их на указанные коэффициенты дает уравнение окислительно-восстановительной реакции в ионно-молекулярной форме, приведенное под чертой. Сокращение подобных членов в этом уравнении приводит к более компактной его форме

Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения: .

Пример 3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в нейтральной среде.

Задача 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между сульфатом марганца(II) и перманганатом калия.

Решение. Продуктомэтой реакции является MnO₂, следовательно, в роли окислителя выступает анион , а восстановителя – . Составляем уравнение полуреакции, учитывая, что в левой части этих уравнений в качестве перераспределителя кислорода выступает вода.

2	MnO4 – + 2Н2О + 3е MnО2 + 4ОН –	восстановление, окислитель MnO4 –
3	Mn 2+ + 2Н2О – 2е MnО2 + 4Н +	окисление, восстановитель Mn 2+

2MnO₄ – + 10Н₂О + 3Mn 2+ 5MnО₂ + 8ОН – + 12Н + .

Суммирование левых и правых частей уравнений полуреакций с учетом умножения их строк на приведенные коэффициенты дает ионно-молекулярное уравнение, представленное под чертой. С учетом того, что рекомбинация 8Н + и 8ОН – в правой части этого уравнения дает 8 молекул воды, сокращаем воду в левой и правой частях и получаем уравнение

2MnO₄ – + 2Н₂О + 3Mn 2+ 5MnО₂ + 4Н + .

Переход к молекулярной форме приводит к окончательному виду уравнения:

.

Пример 4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием органических соединений.

Задача 1. Составьте уравнение реакции окисления этилбензола перманганатом калия в нейтральной среде.

Решение. Роль окислителя в этой реакции выполняет перманганат-анион, а восстановителя – этилбензол, . В нейтральной среде перманганат-анион переходит в , а этилбензол деструктивно окисляется до бензойной кислоты и углекислого газа. В этой связи уравнение полуреакций записывается в виде

4	MnO4 – + 2Н2О + 3е MnО2 + 4ОН –	восстановление, окислитель MnO4 –
1	+ 4Н2О – 12е + + 12Н +	окисление, восстановитель

4MnO₄ – + 12Н₂О + 4MnО₂ + + + + 12 Н₂О + 4ОН –

Сокращая воду в левой и правой частях полученного уравнения и учитывая взаимодействия

+ ОН – + Н₂О

+ 2ОН – + Н₂О,

приходим к уравнению

4MnO₄ – + 4MnО₂ + + +2Н₂О+ ОН —

Переходим к молекулярной форме уравнения:

4КМnO₄ + 4MnО₂ + + +2Н₂О+ + КОН.

Пример 5.Определение окислительно-восстановительных молярных масс эквивалентов.

Задача 1. Чему равен эквивалент окислителя в реакции ?

Решение. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число принятых (или отданных) электронов. В приведенной реакции окислителем является (М_r=158, М=158г/моль), а процесс восстановления идет по схеме .

Следовательно, молярная масса эквивалента окислителя равна

(г/моль).

Пример 6.Определение направления окислительно-восстановитель­ной реакции по величине окислительно-восстановительных потенциалов (Red-Ox-потенциалов).

Задача 1. Возможно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать в следующих процессах при стандартных условиях:

а) ;

б) ;

в)

г) .

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

.

Решение. Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо определить ЭДС ( E, ):

,

где – потенциал окислителя; – потенциал восстановителя.

Реакция возможна, если E ( ) >0.

Для выяснения возможности протекания окислительно-восстановитель­ных реакций определяем ЭДС следующих систем:

а)

E=1,33-2,85= -1,52В;

б)

E =1,33-1,36= -0,03В;

в)

E =1,33-1,06= +0,27В;

г)

E =1,33-0,54= +0,79В.

Таким образом, дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

.

Пример 7. Определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции по величине изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала).

Задача 1.Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции

,

если стандартные значения энергии Гиббса равны:

; ;

; .

Решение.Определяем процесса

;

= + – 3 – =

=2(-79,91) + 86,69 – 3(51,84) – (-237,5)=8,65кДж.

Так как > 0, то протекание данной реакции возможно только в обратном направлении, т.е. справа налево.

1.8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1)процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов, соединенных друг с другом металлическим проводником (внешней цепи) и ионного проводника между ними (растворы или расплавы электролитов).

1.8.1. Гальванические элементы

При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Эту реакцию можно проводить таким образом, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, а электроны перемещались от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Устройства, при помощи которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами, или химическими источниками электрической энергии.

Одним из первых гальванических элементов был сконструирован гальванический элемент Якоби-Даниэльса. Это устройство состоит из двух электродов — металлических пластин (цинковой и медной), помещённых в раствор электролитов (солей цинка и меди), разделенных пористой перегородкой, и соединённых проводником.

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом.

Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

окисление

восстановление

Используют специальную форму записи гальванического элемента, в которой указывают анод, поверхность раздела, первый электролит, электролитический ключ, второй электролит, катод и направление движения электронов во внешней цепи:

Т.о., цинковая пластина начинает растворяться, а на медной пластине начинает осаждаться медь, пока равновесие не восстановится.

Электрический ток, протекающий по внешней цепи, может совершать полезную работу, которая равна произведению количества прошедшего электричества на напряжение:

где: n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе;

F – число Фарадея (F = 96500 Кл/моль);

DE – электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС).

В то же время максимальная полезная работа равна изменению свободной энергии Гиббса реакции: A_max = — ∆G.

Работа гальванического элемента процесс самопроизвольный (∆G n+ + ne

Металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла, в результате чего на границе металл–раствор возникает двойной электрический слой (рис.1). Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

Наряду с окислением металла протекает обратная реакция – восстановления ионов металла до атомов. При некотором значении электродного потенциала, который называется равновесным электродным потенциалом, устанавливается равновесие

М + m H₂O M(H₂O)_m n+ + ne

или без учета гидратационной воды: М M n + + ne.

Дата добавления: 2014-12-05 ; просмотров: 6893 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции