Теоретическая часть. Изучить окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода (Н2О2)

Цель:

Изучить окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода (Н₂О₂)

Оборудование:штатив с пробирками, пипетка, спиртовка, химический стакан, фарфоровая чашка.

Реактивы:серная кислота (H₂SO_{4 конц} и 10%), гидроксид натрия (NaOH - 5%), пероксид водорода (Н₂О_{2 -} 3%), оксид марганца (MnO₂), перманганат калия (KMnO₄ 0,5%), иодид калия (KI - 5%), хлорид хрома(III) (CrCl ₃ – 5%), этиловый спирт (C₂H₆O - 96%), сахарная пудра (сахароза – C₁₂H₂₂O₁₁).

Ход работы:

Опыт №	Действия	Наблюдения	Уравнения реакций	Вывод
	В пробирку налить 2-3 мл KI Добавить 1-2 капли H2SO4 (10%) Прилить 1 мл раствора Н2О2.		KI + H2SO4 + Н2О2 ® K2SO4 + I2¯ + Н2О
	В пробирку налить 1,5-2 мл раствора Н2О2, Добавить порошок MnO2 (не более спичечной головки).		[MnO2] Н2О2 ® Н2О2 + О2­
	В пробирку налить 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4) Добавить 1 мл (H2SO4 10%) Добавить 0,5 мл. раствора пероксида водорода (Н2О2).		KMnO4 + H2SO4 + Н2О2 ® K2SO4 + MnSO4 + Н2О + O2­
	В пробирку налить 1 мл. раствора хлорида хрома (III) (CrCl3) Добавить 2-3 капли NaOH Добавить 0,5 мл. NaOH Прилить к полученному раствору 2 мл пероксида водорода (Н2О2)		CrCl3 + NaOH ®   CrCl3 + NaOH + Н2О2 ® Na2CrO4 + NaCl + H2O
	Демонстрационный 20 г сахара растереть в пудру, высыпать в химический стакан. Прилить 10 мл H2SO4 конц. быстро перемешать стеклянной палочкой.		[H2SO4] C12H22O11 ® C + H2O   C + H2SO4 конц. ® CO2­ + SO2­ + H2O
	Демонстрационный В фарфоровую чашку поместить кристаллы перманганата калия (KMnO4),. Осторожно прилить несколько капель H2SO4 конц. Внести в полученную смесь (осторожно!!!) каплю этилового спирта.		KMnO4,. + H2SO4 конц ® Mn2O7. + H2SO4 + Н2О   Mn2O7 + C2H6O ® MnO2 + CO2­ + H2O

Задания:

1) Экспериментально выполнить опыты №1, №2, №3, №4. Зафиксировать наблюдения.

2) Расставить степени окисления элементов. Указать окислительно-восстановительные реакции.

3) Составить электронный баланс. Указать процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Расставить коэффициенты.

4) По результатам опытов №1-4 сделать один вывод об окислительных свойствах пероксида водорода в различных средах (кислой, щелочной, нейтральной).

Контрольные вопросы:

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными? Что называют окислителем? Восстановителем?
2. В чем суть электронного баланса? С какой целью его составляют?
3. Какие степени окисления проявляет фтор в простом веществе? В соединениях? Какие степени окисления проявляет водород в простом веществе? В соединениях с металлами? В соединениях с неметаллами? Какие степени окисления может проявлять кислород?
4. Как влияет кислотность среды на окислительно-восстановительные свойства вещества? Ответ проиллюстрируйте на примере лабораторных опытов с перекисью водорода.
5. Какие свойства проявляет концентрированная серная кислота?

6. Какую окраску имеют соединения Cr⁺³? Cr⁺⁶? Какую окраску имеет CrCl₃? Иодид калия (KI)? Иод (I₂)? Оксид марганца (IV)? Оксид марганца (VII)? Перманганат калия (KMnO₄)?

 

Теоретическая часть.

Реакции, идущие с изменением степени окисления, называют окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления атомов элементов вызывается переходом электронов от одних атомов или ионов к другим.

Окислитель - элемент, принимающий электроны

Восстановитель - элемент, отдающий электроны

Степени окисления элементов в соединении расставляются согласно следующим правилам:

1. суммарный заряд молекулы равен 0;

2. степень окисления элемента в простом веществе равна 0;

3. фтор (F) в соединениях проявляет только отрицательную степень окисления – 1;

4. водород (Н) в соединениях с металлами проявляет степень окисления – 1, в соединениях с неметаллами + 1;

5. кислород (О) в соединениях со фтором (OF₂), проявляет степень окисления + 2, в пероксидах (Н₂О₂) – 1, во всех остальных случаях – 2.

6. металлы в соединениях проявляют положительные степени окисления;

7. Степени окисления элементов кислотного остатка в соединениях солей совпадают со степенями окисления в соответствующих кислотах.

Пример 1:

_{+ -- + + -2 + +5 -2 + +7 -2}

H Cl, H Cl O, H Cl O₃, H Cl O₄

 

_{+ -2 +4 -2 +6 -2 + +6 -2 +2 +6 -2 + +6 -2}

H₂ S, S O₂, S O₃, H₂ S O₄, Cu S O₄, Cu₂ S O₄

Для составления уравнений реакций окисления-восстановления необходимо знать формулы веществ, участвующих и получающихся в результате реакции.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют метод электронного баланса. Суть метода заключается в том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителем, равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

Окисление – процесс отдачи электронов

Восстановление – процесс присоединения электронов

Электрон (е) – отрицательно заряженная частица (-1). Элемент, отдающий электрон, увеличивает положительную степень окисления (Na⁰ –1e ® Na⁺ или С⁺² – 2е ® С⁺⁴ ); элемент, принимающий электрон, понижает свою степень окисления (S⁰ + 2e ® S^-2; N⁺⁵ +2e ® N⁺³)