Исследовательская работа ученика по теме «Удивительный мир окислительно-восстановительных реакций»
Окислительно-восстановительные реакции играют большую роль в жизни нашей планеты. Большинство химических реакций и процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы: дыхание, горение, выброс вулкана, фотосинтез растений, круговорот веществ в природе, электролиз, получение металлов из руд, гниение, брожение, обмен веществ в живом организме, синтез аммиака и многие другие. Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое промышленное значение. Вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых МЕ выделяются из природных соединений. При подготовке к олимпиаде, а именно к экспериментальному туру, я проделывал множество реакций, среди которых были ОВ, и обратил внимание на то, что выход некоторых реакций совсем не такой, какой я ожидал. Я заинтересовался: отчего же зависит протекание некоторых химических реакций?
Ø Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ.
Ø Выяснить влияние среды раствора на продукты реакции окисления-восстановления
Ø Провести реакции, раскрывающие суть ОВР
Ø Найти реагенты, на которые будет влиять среда
Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.
NaOH + HCl = NaCl + H2O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.
Zn 0 + HCl — = H2 0 + Zn 2+ Cl2 – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).
Zn 0 — 2e ® Zn 2+ 1 восстановитель, окисление
2H + + 2e ® H2 0 1 окислитель, восстановление
Многие технологические процессы, такие как получение металлов, минеральных кислот, некоторых органических соединений являются окислительно-восстановительными, не говоря уже о реакциях, осуществляемых ежедневно в быту и медицинской практике: зажигание спички, горение природного газа, всевозможные процессы брожения (молочно-кислое, спиртовое), использование раствора перманганата калия в качестве окислителя для промывания желудка при пищевых отравлениях и др. Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. При окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окислительно-восстановительными реакциями в неорганической химии называют реакции, в результате которых все или некоторые элементы, входящие в состав исходных веществ и продуктов, меняют свои степени окисления. Например, окисление меди кислородом. В процессе окислительно-восстановительной реакции происходит перераспределение электронов, что и приводит к изменению степеней окисления некоторых элементов.
Атом или ион, который отдает электрон, повышая свою степень окисления, называется восстановителем. Процесс отдачи электронов называют окислением. Таким образом, отдавая электроны, восстановитель окисляется. Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, уголь, оксид углерода ( II ) C О, сероводород H 2 S , аммиак NH 3, соляная кислота HCI и т. д.
Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы. МЕ проявляют в своих соединениях обычно положительную степень окисления, а низшая их степень окисления равна нулю. Иначе говоря, низшей степенью окисления они обладают только в свободном состоянии. А также восстановителями являются и сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления — это метан, силан, аммиак, фосфин, нитриды и фосфиды МЕ, сероводород, сульфиды Ме, галогеноводороды и галогениды МЕ, гидриды МЕ и многие другие.
Окислителями могут быть соединения, содержащие элементы в своей высшей степени окисления. Окислителями могут быть: простые вещества — неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности — фтор F 2 , кислород О2. А также сложные вещества, как перманганат калия; хроматы, азотная кислота и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота, хлорная кислота и ее соли — перхлораты и многие другие.
Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления». Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.
Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна, т.е. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Степень окисления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.
В простых веществах (О2, Н2, N2) степень окисления элемента всегда равна нулю, так как в этих соединениях электронная плотность равномерно распределена между атомами в молекуле и не наблюдается одностороннего оттягивания электронных пар, участвующих в образовании химических связей. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления ― числом притянутых электронных пар.
В зависимости от того, в каких веществах располагаются элементы окислитель и восстановитель, ОВР подразделяют на 3 типа:
Первый — это межмолекулярные ОВР. В таких реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.
Второй тип — это внутримолекулярные ОВР. В этих реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе.
Третий тип — это реакции диспропорционирования, т.е. самоокисления-самовосстановления. Они сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.
Для составления уравнений ОВР часто используются специальные методы — электронного баланса и полуреакций. В основе метода электронного баланса лежит основное правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель. Метод полуреакций используют для подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, протекающих в водных растворах. Преимущества этого метода заключаются в том, что при его использовании нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов ,что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно сделать это, а также, продукты реакции достаточно легко определяются в процессе уравнивания.
Развитие представлений об ОВР началось с работ русского ученого и педагога СВ. Дайна, преподавателя Томского технологического института, который не только сформулировал и обобщил принципиальные особенности этого типа реакций, но и разработал методический подход к трактовке и изучению ОВР, как ряда последовательных стадий. Он теоретически обосновал и развил практические методы подбора стехиометрических коэффициентов в ОВР, фактически не претерпевшие изменений до настоящего времени. Уже в 1910 году, т.е. до выхода в свет основополагающих публикаций Ф.Резерфорда и Н. Бора С.В. Дайн применял свою теорию при изучении качественного анализа в Томском политехническом Ген-институте. С.В. Дайн, исходя из химических свойств элементов и соединений, понял ряд особенностей распределения электронов в атоме. Однако, этого было недостаточно для создания стройных представлений об ОВР. Дайн фактически ввел понятие степени окисления, понимая под этим заряд, который возникает на атоме после полной передачи или присоединения электронов. Нетрудно заметить, что современное понятие степени окисления ничем не отличается от понятия «значности» данного С.В. Дайном. «Например, — писал он — азот, трех‑и пятивалентный с положительной значностью может переходить в трехвалентный с отрицательной».
Известно, что в сложных ОВР, в которых более двух элементов меняют степени окисления, подобрать коэффициенты обычными способами бывает затруднительно. Преподаватель университета г.Вилланова Оливер Людвиг (штат Пенсильвания, США) предлагает пользоваться в этом случае методом произвольных степеней окисления. Сущность метода заключается в том, чтобы, присвоив атомам произвольные, иногда даже абсурдные степени окисления, оставить в реакции только один окислитель и один восстановитель. Сами степени окисления при этом могут не нести никакого химического смысла. Конечно, достаточно сомнительна о допустимость такого способа подбора степеней окисления, но вспомним, что степень окисления — это изначально условное понятие, введенное в химии исключительно в манипулятивных целях и не фундаментальное по своей природе. Таким образом, метод произвольных степеней окисления можно считать педагогически оправданным не только потому, что он позволяет при известной тренированности легко подбирать коэффициенты в сложных ОВР, но и потому, что он со всей очевидностью демонстрирует условность понятия «степень окисления».
Окислительно-восстановительные реакции, влияние среды на ход ОВР.
Целью своего исследования я поставил исследования влияния среды на ход ОВР. Я проводил реакцию взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия в различных средах. В три цилиндра налил по 50 мл малинового цвета раствора перманганата калия. Затем для создания среды в первый цилиндр добавил 10 мл серной кислоты (кислая среда), во второй цилиндр добавил 10 мл воды (нейтральная среда), в третий — 10 мл концентрированного гидроксида калия (щелочная среда). Мои наблюдения:
В первом цилиндре произошло мгновенное обесцвечивание раствора (ионы М n О4 — — малинового цвета переходят в бесцветные ионы М n 2+ ).(См. Приложение1)
2КМ n О4+5 Na 2 S О3 + ЗН2 S О4 = 2М nS О4 +К2 S О4 + 5 Na 2 S О4+3Н2О
Во втором цилиндре наряду с обесцвечиванием наблюдается образование бурого осадка (хлопьевидного). (См. приложение3)
2КМ n О4+3 Na 2 S О3 + Н2О = 2М n О2 + 3 Na 2 S О4+2КОН
В нейтральной среде восстановление идет до оксида марганца ( IV )
В третьем цилиндре малиновая окраска переходит в светло-зеленую окраску ионов М n О4 2- (См. Приложение2)
2КМ n О4+ Na 2 SO 3 + 2КОН = 2К2М n О4 + Na 2 S О4 +Н2О
Вывод: В зависимости от среды, глубина восстановления КМ n О4 разная. Наибольшую окислительную активность MnO 4 — проявляет в кислотной среде, меньшую – в нейтральной и щелочной. Кислотная среда способствуют переходу окисленной формы вещества в восстановленную. Следовательно, меняя условия реакции, а конкретно, среду, можно осуществлять ОВР в нужном направлении. Также это можно изобразить в виде схемы:
H + кислая среда Mn +2 бесцветный раствор
К Mn +7 O 4 Н2О нейтральная среда Mn +4 O 2 бурый осадок
ОН — щелочная среда Mn +6 O 4 2 — раствор зеленого цвета
В три цилиндра налил по 50 мл желтого цвета раствора дихромата калия. Затем для создания среды в первый цилиндр добавил 10 мл серной кислоты (кислая среда), во второй цилиндр добавил 10 мл воды (нейтральная среда), в третий — 10 мл концентрированного гидроксида калия (щелочная среда). Мои наблюдения :
Первый цилиндр (кислая среда): П роизошло мгновенное окрашивание раствора в сине –фиолетовый цвет (ионы Cr 2 O 7 2 — — желтого цвета переходят в сине –фиолетовые ионы Cr 3+ )
1 2 Cr +6 + 6 e → 2 Cr +3 — восстановление
3 2 I — — 2 e → I 2 0 — окисление
Второй цилиндр (нейтральная среда): П роизошло мгновенное выпадение осадка серо–зеленого цвета (ионы CrO 4 2 — — желтого цвета «переходят» в серо–зеленый осадок Cr +3 ( OH )3 ↓ )
2 Cr +6 + 3 e → Cr +3 — восстановление
3 S — 2 — 2 e → S 0 — окисление
Третий цилиндр (щелочная среда): П роизошло мгновенное окрашивание раствора в изумрудно–зеленый цвет (ионы CrO 4 2 — — желтого цвета переходят в изумрудно–зеленые ионы [ Cr ( OH )6] 3 — )
2 Cr +6 + 3 e → Cr +3 — восстановление
3 S — 2 — 2 e → S 0 — окисление
Вывод: K 2 Cr 2 O 7 ведет себя аналогично КМ n О4 В зависимости от среды, глубина восстановления K 2 Cr 2 O 7 разная.. Это можно изобразить в виде схемы:
Cr +3 ( OH )3 ↓ – серо–зеленый осадок
K 2 Cr +6 O 4 ( CrO 4 2 — ) ОН —
K 2 Cr 2 O 7 ( Cr 2 O 7 2 — ) [ Cr ( OH )6] 3 — — раствор изумрудно–зеленого
Cr 3+ — раствор сине –фиолетового цвета
Источник