2708

в) Ca3(PO4)2 + Al → Ca3P2 + Al2O3;

г) H2SO4(k) + C → SO2 + CO2 + H2O;

д) H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O; е) SO2 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl;

ж) H2S + HNO3(k) → H2SO4 + NO2 + H2O;

и) FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O;

к) MnSO4 + NaClO + NaOH → MnO2 + NaCl + Na2SO4 + H2O;

л) HCNO + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + K2SO4 + MnO2.+ HNO3+ H2O; м) K2CrO4 + Na2SO3 + H2O→ Cr(OH)3 + Na2SO4 + KOH.

6. Лабораторная работа по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

Опыт 1. Перманганат калия как окислитель в различных средах

Состав продуктов восстановления перманганат-иона MnO4 зависит от реакции среды (кислотная, нейтральная, щелочная), в которой протекают окислительно-восстановительные процессы. В данном опыте предлагается исследовать влияние среды на реакцию взаимодействия сульфита натрия Na2SO3 и перманганата калия KMnO4. Следует учитывать, что водные растворы, содер-

жащие ионы MnO4 , окрашены в фиолетовый цвет, ионы MnO42 – в зеленый, ионы Mn2+ – практически бесцветны, а осадок MnO(OH)2 – бурого цвета.

Последовательность проведения:

1)в три пробирки внесите последовательно по 1 мл 0,1М раствора перманганата калия KMnO4;

2)в первую пробирку добавьте 0,3 мл 1М раствора серной кислоты H2SO4, во вторую – 0,3 мл дистиллированной воды, в третью – 0,3 мл 2М раствора едкого калия КОН. Отметьте окраску растворов;

21

3)в каждую пробирку добавьте 1 мл 0,2М раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметьте происходящие изменения (изменения окраски, образование осадка и др.);

4)объясните наблюдаемые изменения окраски растворов, сопоставляя с известными окрасками осадка и растворов соответствующих ионов;

5)составьте уравнения протекающих окислительно-восста- новительных реакций, используя метод электронного баланса или метод электронно-ионных полуреакций;

6)сделайте вывод, при какой реакции среды глубина восстановления перманганат-иона больше.

Опыт 2. Реакция контрпропорционирования: взаимодействие соединений йода

Предлагается исследовать реакции контрпропорционирования на примере взаимодействия йодида калия KI и йодата калия KIO3 в кислотной среде.

Последовательность проведения:

1)в пробирку внесите 0,5 мл 0,1М раствора KI;

2)добавьте 0,5 мл 1М раствора H2SO4 (или HCl). Отметьте окраску исходного раствора;

3)влейте в пробирку 0,5 мл 0,1М раствора йодата калия KIO3. Отметьте происходящие изменения окраски раствора;

4)подтвердите образование свободного йода с помощью крахмальной пробы, для чего опустите в ячейку полоску крахмальной бумаги. Йод с крахмалом образует продукт темносинего цвета;

5)объясните наблюдаемые изменения окраски раствора и результат крахмальной пробы;

6)составьте уравнение реакции контрпропорционирования соединений йода, используя метод электронно-ионных полуреакций;

22

7) сделайте вывод, какое соединение йода выступает в качестве окислителя, а какое – восстановителя.

Опыт 3. Отношение цинка к кислотам

Для рассмотрения относительной силы кислот в три пробирки положите по кусочку цинка и добавьте по несколько капель разбавленных кислот: соляной, серной и азотной.

Составьте молекулярные и электронные уравнения и расставьте коэффициенты.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений хрома (VI)

Последовательность проведения:

1)к раствору бихромата калия K2Cr2O7 добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты, а затем по каплям раствор сульфата железа;

2)опишите наблюдаемое изменение окраски;

3)составьте уравнения протекающих окислительно-восста- новительных реакций, используя метод электронного баланса или метод электронно-ионных полуреакций;

4)сделайте вывод о соединениях хрома Cr (VI).

Опыт 5. Внутримолекулярные окислительновосстановительные процессы

1. Внутримолекулярное окисление-восстановление дихромата аммония (NH4)2Cr2O7.

На железную или керамическую пластинку поместите 2-3 г дихромата аммония (NH4)2Cr2O7, для начала реакции начните нагревание, после чего прекратите его. Обратите внимание на особенности протекания реакции и ее продукты – газообразные (азот и пары воды) и твердые (Cr2O3, его цвет).

Составьте уравнение реакции, расставьте коэффициенты и укажите окислитель и восстановитель.

23

2. Внутримолекулярное окисление-восстановление нитрата меди (II).

Внесите в пробирку несколько кристаллов нитрата меди Cu(NO3)2∙3H2O. Закрепите пробирку в штативе и осторожно нагревайте, наблюдая изменение цвета кристаллов и выделяющегося газа. Составьте уравнение реакции разложения нитрата меди (II), учитывая окраску возможных продуктов реакции: безводный

Cu(NO3)2 – белый; Cu(NO2)2 – не существует; CuO – черный; Cu –

красный; N2, NO, и О2 – бесцветные газы; NO2 – бурый газ. Укажите окислитель и восстановитель в молекуле нитрата

меди (II).

7.Определение степени окисления атомов

ворганических веществах

Степень окисления любого атома углерода в органическом веществе равна алгебраической сумме всех его связей с более электроотрицательными элементами (Cl, O, S, N и др.), учитываемых со знаком «+», и связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «–». При этом связи с соседними атомами углерода не учитываются.

Последовательное окисление органических веществ можно представить в виде следующей цепочки превращений:

Насыщенный углеводород Ненасыщенный углеводород

Спирт Альдегид (кетон) Карбоноваякислота CO2 +H2O. Генетическая связь между классами органических соединений представляется здесь как ряд окислительно-восстано- вительных реакций, обеспечивающих переход от одного класса к другому. Завершают его продукты полного окисления (горения)

любого из представителей классов органических соединений.

24

При переходе от одного класса органических соединений к другому и увеличении степени разветвленности углеродного скелета молекул соединений внутри отдельного класса степень окисления атома углерода, ответственного за восстанавливающую способность соединения, изменяется. Органические вещества, в молекулах которых содержатся атомы углерода с максимальными (– и +) значениями степени окисления (–4, –3, +2, +3), вступают в реакцию полного окисления-горения, но остаются устойчивы к воздействию мягких окислителей и окислителей средней силы. Вещества, в молекулах которых содержится атомы углерода в степени окисления –1; 0; +1, окисляются легко, их восстановительные способности примерно одинаковы, поэтому их неполное окисление может быть достигнуто за счет одного из известных окислителей малой и средней силы. Эти вещества могут проявлять двойственную природу, выступая и в качестве окислителя, подобно неорганическим веществам.

8. Окисление и восстановление органических веществ

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ:

–кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алканы, алкадиены);

–определенных функциональных групп – сульфидной -SH, гидроксильной -OH (фенольной и спиртовой), аминной -NH2;

–активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связями, например пропен может быть окислен до непредельного альдегида акролеина (кислородом воздуха в присутствии водяных паров на висмут-молибденовых катализаторах):

25

Такой подход оправдан, если в процессе реакции в органическом веществе разрушаются все химические связи (горение, полное разложение).

Отметим, что формально дробные степени окисления, вычисленные таким образом, могут быть и у неорганических ве-

ществ. Например, в соединении КО (надпероксида калия) степень окисления кислорода равна 1/2.

2. Определение степени окисления каждого атома углерода, например в бутане.

Вэтом случае степень окисления любого атома углерода в органическом соединении определяется по принципу, описанному в начале данной главы.

Вкачестве простейшего примера определим степень окисления углерода в молекуле метанола.

Атом углерода связан с тремя атомами водорода (эти связи учитываются со знаком «–»), одной связью – с атомом кислорода (ее учитывают со знаком «+»). Получаем –3 + 1 = –2.

Таким образом, степень окисления углерода в метаноле рав-

на –2.

Вычисленная степень окисления углерода хотя и условна, но указывает на характер смещения электронной плотности в молекуле, а ее изменение в результате реакции свидетельствует об имеющем место окислительно-восстановительном процессе.

Рассмотрим цепочку превращений веществ.

27

углекислый газ

При каталитическом дегидрировании этана получается этилен; продукт гидратации этилена – этанол; его окисление приведет к этаналю, а затем к уксусной кислоте; при ее сгорании образуется углекислый газ и вода.

Определим степени окисления каждого атома углерода в молекулах перечисленных веществ.

Как мы видим, в ходе каждого из этих превращений постоянно меняется степень окисления одного из атомов углерода. В направлении от этана к оксиду углерода (IV) происходит увеличение степени его окисления.

Несмотря на то что в ходе любых окислительно-восстано- вительных реакций происходит как окисление, так и восстановление, их классифицируют в зависимости от того, что происходит непосредственно с органическим соединением (если оно окисляется, говорят о процессе окисления, если восстанавливается – о процессе восстановления).

Так, в реакции этанола с перманганатом калия этанол будет окисляться, а перманганат калия – восстанавливаться. Реакцию называют окислением этанола.

28

9. Составление окислительно-восстановительных уравнений реакций с участием органических веществ

Для составления уравнений окислительно-восстановитель- ных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (электронно-ионный метод). Рассмотрим несколько примеров окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ.

1. Горение н-бутана. Схема реакции имеет вид:

С4Н10 + О2 СО2 + Н2С.

Составим полное уравнение химической реакции методом баланса.

Среднее значение степени окисления углерода в н-бутане: 10 / 4 = 2,5.

Степень окисления углерода в оксиде углерода (IV) равна +4. Составим схему электронного баланса.

C учетом найденных коэффициентов уравнение химической реакции горения н-бутана будет выглядеть следующим образом:

2С4Н10 + 13О2 8СО2 + 10Н2С.

Коэффициенты для этого уравнения можно найти и другим методом, о котором уже упоминалось. Рассчитав степени окисления каждого из атомов углерода, видим, что они различаются:

В этом случае схема электронного баланса будет выглядеть

так:

29