Раздел 4. Окислительно-восстановительные процессы
Дисциплина: Химия
Раздел 4. Окислительно-восстановительные процессы
Учебное задание № 12. «Объяснение результатов лабораторных опытов с участием перманганата калия и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде»
Лабораторная работа № 10 «Окислительно-востановительные реакции»
Этап индивидуальной работы
Разместите структурированную информацию (результат работы с информационными источниками) в ниже приведенную Табл. 1.
Таблица 1. Результаты работы с информационными источниками
| тема | «Окислительно-восстановительные реакции» |
| форма организации информации | Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов. Окисление и восстановление. Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего степень окисления элемента понижается. Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет (окислительно-восстановительная система). Присоединяющая электроны система (окислитель) сама восстанавливается (превращается в соответствующий восстановитель), а отдающая электроны система (восстановитель), сама окисляется (превращается в соответствующий окислитель). Окислительно-восстановительные реакции бывают четырёх видов: Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}. Например, H2S+Cl2→S+2HCl Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества. Например, 2H2O→2H2+O2 Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель. Например, H2O+Cl2→HCl+HOCl Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления. Например, SO2+2H2S→3S+2H2O |
|
|
|
2. Рассмотрите схемы окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде. Впишите в таблицу 2 значения степеней окисления над символами элементов, укажите роли участников окислительно-восстановительной реакции:
|
|
|
Таблица 2. Схемы и роли участников окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде
| схемы реакции | участники ОВР и их роли | |
| KMnO4 | Na2SO3 | |
| KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® Mn2+ + SO42- | окислитель | восстановитель |
| KMnO4 + Na2SO3 + NaOH ® MnO42- + SO42- | окислитель | восстановитель |
| KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2 + SO42- | окислитель | восстановитель |
3. Впишите в таблицу 3 результаты наблюдений, уравнения реакций и выводы.
Таблица 3. Результаты индивидуальных наблюдений и предварительные соображения
| Результаты наблюдений | |||||
| среда раствора | характеристика продукта превращения перманганата | ||||
| формула | осадок или раствор | цвет | |||
| кислая | Mn SO4 | раствор | бесцветный | ||
| щелочная | K2MnO4, Na2MnO4 | раствор | зелёный | ||
| нейтральная | MnO2 | осадок | тёмно-бурый | ||
| Уравнения реакций в кислой среде | |||||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn2+ (восстановление)
S4+ → S6+ (окисление) | ||||
| полуреакция востановления | MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O | ||||
| полуреакция окисления | SO32- + H2O - 2e- → SO42- + 2H+ | ||||
| ионное уравнение реакции | 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 5SO42- +3H2O Полное ионное уравнение: 10Na++5SO32–+2K++2MnO4–+6H++3SO42–→10Na++5SO42–+2Mn2++2SO42–+2K++SO42–+3H2O | ||||
| молекуляр-ное урав-нение реакции | 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
| ||||
| Уравнения реакций в щелочной среде | |||||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn6+ (восстановление) S4+ → S6+ (окисление) | ||||
| полуреакция востановления | MnO4 − + 1ē → MnO4 2− | ||||
| полуреакция окисления | SO3 2− + 2OH− − 2ē → SO4 2− + H2O | ||||
| ионное уравнение реакции | SO3 2− + 2MnO4 – + 2OH− → SO4 2− + H2O + 2MnO4 2– Полное ионное уравнение: 2Na++SO32–+2K++2MnO4–+2Na++2OH–→2Na++SO42–+2K++MnO42–+2Na++MnO42–+H2O | ||||
| молекулярное урав-нение реакции | Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO4 + H2O | ||||
| Уравнения реакций в нейтральной среде | |||||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn4+ (восстановление) S4+ → S6+ (окисление) | ||||
| полуреакция востановления | MnO4 – + 2H2O + 3ē → MnO2 + 4OH– | ||||
| полуреакция окисления | SO3 2– + H2O – 2ē → SO4 2– + 2Н + | ||||
| ионное уравнение реакции | 3SO3 2– + 3H2O + 2MnO4 – + 4H2О → 3SO4 2– + 2MnO2 + 6H + + 8OH–
Полное ионное уравнение: 6Na++3SO32–+2K++2MnO4–+H2O→6Na++3SO42–+2MnO2+2K++2OH– | ||||
| молекулярное урав-нение реакции | 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH | ||||
| Выводы | |||||
| В окислительно-восстановительных реакциях калий перманганат является сильным окислителем. В зависимости от реакции среды он восстанавливаются либо до солей двухвалентного марганца (в кислой среде), оксида марганца (IV) (в нейтральной) или соединений марганца (VI) – манганатов – (в щелочной). В кислой среде окислительные способности Mn+7 выражены наиболее ярко. Для марганца характерна зависимость: при переходе от низшей степени окисления к высшей в ОВ-реакциях восстановительные свойства сменяются окислительными. | |||||
4. Прикрепить свою работу в разделе «Загрузка файла» для проверки.
Дисциплина: Химия
Раздел 4. Окислительно-восстановительные процессы
Учебное задание № 12. «Объяснение результатов лабораторных опытов с участием перманганата калия и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде»
Лабораторная работа № 10 «Окислительно-востановительные реакции»
Этап индивидуальной работы
Разместите структурированную информацию (результат работы с информационными источниками) в ниже приведенную Табл. 1.
Таблица 1. Результаты работы с информационными источниками
| тема | «Окислительно-восстановительные реакции» |
| форма организации информации | Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов. Окисление и восстановление. Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего степень окисления элемента понижается. Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет (окислительно-восстановительная система). Присоединяющая электроны система (окислитель) сама восстанавливается (превращается в соответствующий восстановитель), а отдающая электроны система (восстановитель), сама окисляется (превращается в соответствующий окислитель). Окислительно-восстановительные реакции бывают четырёх видов: Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}. Например, H2S+Cl2→S+2HCl Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества. Например, 2H2O→2H2+O2 Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель. Например, H2O+Cl2→HCl+HOCl Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления. Например, SO2+2H2S→3S+2H2O |
2. Рассмотрите схемы окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде. Впишите в таблицу 2 значения степеней окисления над символами элементов, укажите роли участников окислительно-восстановительной реакции:
Таблица 2. Схемы и роли участников окислительно-восстановительных реакций в кислой, щелочной и нейтральной среде
| схемы реакции | участники ОВР и их роли | |
| KMnO4 | Na2SO3 | |
| KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® Mn2+ + SO42- | окислитель | восстановитель |
| KMnO4 + Na2SO3 + NaOH ® MnO42- + SO42- | окислитель | восстановитель |
| KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2 + SO42- | окислитель | восстановитель |
3. Впишите в таблицу 3 результаты наблюдений, уравнения реакций и выводы.
Таблица 3. Результаты индивидуальных наблюдений и предварительные соображения
| Результаты наблюдений | |||
| среда раствора | характеристика продукта превращения перманганата | ||
| формула | осадок или раствор | цвет | |
| кислая | Mn SO4 | раствор | бесцветный |
| щелочная | K2MnO4, Na2MnO4 | раствор | зелёный |
| нейтральная | MnO2 | осадок | тёмно-бурый |
| Уравнения реакций в кислой среде | |||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn2+ (восстановление) S4+ → S6+ (окисление) | ||
| полуреакция востановления | MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O | ||
| полуреакция окисления | SO32- + H2O - 2e- → SO42- + 2H+ | ||
| ионное уравнение реакции | 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 5SO42- +3H2O Полное ионное уравнение: 10Na++5SO32–+2K++2MnO4–+6H++3SO42–→10Na++5SO42–+2Mn2++2SO42–+2K++SO42–+3H2O | ||
| молекуляр-ное урав-нение реакции | 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
| ||
| Уравнения реакций в щелочной среде | |||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn6+ (восстановление) S4+ → S6+ (окисление) | ||
| полуреакция востановления | MnO4 − + 1ē → MnO4 2− | ||
| полуреакция окисления | SO3 2− + 2OH− − 2ē → SO4 2− + H2O | ||
| ионное уравнение реакции | SO3 2− + 2MnO4 – + 2OH− → SO4 2− + H2O + 2MnO4 2– Полное ионное уравнение: 2Na++SO32–+2K++2MnO4–+2Na++2OH–→2Na++SO42–+2K++MnO42–+2Na++MnO42–+H2O | ||
| молекулярное урав-нение реакции | Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO4 + H2O | ||
| Уравнения реакций в нейтральной среде | |||
| окислительно-востановительные пары | Mn7+ → Mn4+ (восстановление) S4+ → S6+ (окисление) | ||
| полуреакция востановления | MnO4 – + 2H2O + 3ē → MnO2 + 4OH– | ||
| полуреакция окисления | SO3 2– + H2O – 2ē → SO4 2– + 2Н + | ||
| ионное уравнение реакции | 3SO3 2– + 3H2O + 2MnO4 – + 4H2О → 3SO4 2– + 2MnO2 + 6H + + 8OH– Полное ионное уравнение: 6Na++3SO32–+2K++2MnO4–+H2O→6Na++3SO42–+2MnO2+2K++2OH– | ||
| молекулярное урав-нение реакции | 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH | ||
| Выводы | |||
| В окислительно-восстановительных реакциях калий перманганат является сильным окислителем. В зависимости от реакции среды он восстанавливаются либо до солей двухвалентного марганца (в кислой среде), оксида марганца (IV) (в нейтральной) или соединений марганца (VI) – манганатов – (в щелочной). В кислой среде окислительные способности Mn+7 выражены наиболее ярко. Для марганца характерна зависимость: при переходе от низшей степени окисления к высшей в ОВ-реакциях восстановительные свойства сменяются окислительными. | |||
4. Прикрепить свою работу в разделе «Загрузка файла» для проверки.
Дата добавления: 2019-02-26; просмотров: 198; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!