Исследовательская работа ученика по теме Удивительный мир окислительно-восстановительных реакций

Министерство образования и науки Российской Федерации Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Лицей №3»

Исследовательская работа

Удивительный мир окислительно-восстановительных реакций

Автор: Нейман Дмитрий Алексеевич

МБОУ «Лицей №3», 10 класс. г. Братск,

Иркутская обл.

Руководитель: Гладких Любовь Григорьевна

учитель химии высшей квалифицированной категории

Братск 2014

Оглавление

Введение …………………………………………………………………………… стр. 3

Основная часть ……………………………………………………………………стр. 4-7

Эксперимент ………………………………………………………………………стр. 8-10

Заключение ………………………………………………………………………..стр. 11

Список литературы ………………………………………………………………стр. 12

Приложения ……………………………………………………………………….стр. 13

Введение

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?

Цели:

• Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ.

• Выяснить влияние среды раствора на продукты реакции окисления-восстановления

Задачи:

• Провести реакции, раскрывающие суть ОВР

• Найти реагенты, на которые будет влиять среда

Основная часть

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Например,

NaOH + HCl = NaCl + H₂O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.

Zn⁰ + HCl^- = H₂⁰ + Zn²⁺Cl₂ - реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

Zn⁰ - 2e Zn²⁺ 1 восстановитель, окисление

2H⁺ + 2e H₂⁰ 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) CО, сероводород H₂S, 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 F₂, 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.

1) N₂ + Н₂ → NН₃

Второй тип - это внутримолекулярные ОВР. В этих реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе.

2) NН₄NО₂ → N₂+ Н ₂О

Третий тип - это реакции диспропорционирования, т.е. самоокисления-самовосстановления. Они сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.

3) NО₂ + Н₂О → НNО₃ + НNО ₂

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, трехи 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".

Эксперимент

Окислительно-восстановительные реакции, влияние среды на ход ОВР.

Эксперимент №1

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 МnО₄^- - малинового цвета переходят в бесцветные ионы Мn²⁺).(См. Приложение1)

2КМnО₄+5Na₂SО₃ + ЗН₂SО₄ = 2МnSО₄ +К₂SО₄ + 5Na₂SО₄+3Н₂О

Во втором цилиндре наряду с обесцвечиванием наблюдается образование бурого осадка (хлопьевидного). (См. приложение3)

2КМnО₄+3Na₂SО₃ + Н₂О = 2МnО₂ + 3Na₂SО₄+2КОН

В нейтральной среде восстановление идет до оксида марганца (IV)

В третьем цилиндре малиновая окраска переходит в светло-зеленую окраску ионов МnО₄^2- (См. Приложение2)

2КМnО₄+Na₂SO₃ + 2КОН = 2К₂МnО₄ + Na₂SО₄ +Н₂О

Вывод: В зависимости от среды, глубина восстановления КМnО₄ разная. Наибольшую окислительную активность MnO₄^- 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

КMn⁺⁷O₄ Н₂О нейтральная среда Mn⁺⁴O₂ бурый осадок

ОН щелочная среда Mn⁺⁶O₄² раствор зеленого цвета

Эксперимент №2

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): Произошло мгновенное окрашивание раствора в сине -фиолетовый цвет (ионы Cr₂O₇² - желтого цвета переходят в сине -фиолетовые ионы Cr³⁺)

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 7H₂SO₄(разб) + 6KI = Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 3I₂⁰ + 7H₂O

1 2Cr⁺⁶ + 6e → 2Cr⁺³ восстановление

окислитель

3 2I 2e → I₂⁰ окисление

восстановитель

Второй цилиндр (нейтральная среда): Произошло мгновенное выпадение осадка серо-зеленого цвета (ионы CrO₄² - желтого цвета «переходят» в серо-зеленый осадок Cr⁺³(OH)₃ ↓)

2K₂Cr⁺⁶O₄ + 3(NH₄)₂S² + 2H₂O = 2Cr⁺³(OH)3↓ + 3S⁰↓ + 6NH₃↑ + 4KOH

2 Cr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ восстановление

окислитель

3 S² 2e → S⁰ окисление

Восстановитель

Третий цилиндр (щелочная среда): Произошло мгновенное окрашивание раствора в изумрудно-зеленый цвет (ионы CrO₄² - желтого цвета переходят в изумрудно-зеленые ионы [Cr(OH)₆]³)

2K₂Cr⁺⁶O₄ + 3(NH₄)₂S² + 2KOH + 2H₂O = 2K₃[Cr⁺³(OH)₆] + 3S⁰↓ + 6NH₃↑

2 Cr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ восстановление

окислитель

3 S² 2e → S⁰ окисление

восстановитель

Вывод: K₂Cr₂O₇ ведет себя аналогично КМnО₄ В зависимости от среды, глубина восстановления K₂Cr₂O₇ разная.. Это можно изобразить в виде схемы:

H₂O

Cr⁺³(OH)₃ ↓ - серо-зеленый осадок

K₂Cr⁺⁶O₄(CrO₄² ) ОН

K₂Cr₂ O₇ (Cr₂O₇² ) [Cr(OH)₆]³ раствор изумрудно-зеленого

цвета

Н⁺

Cr³⁺ раствор сине -фиолетового цвета

Заключение

В своей работе я привел основные понятия ОВР, рассмотрел основных три типа:

Первый - это межмолекулярные ОВР. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

Второй тип - это внутримолекулярный 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 увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного того элемента.

Провел исследование влияние среды на протекание ОВР и пришел к выводу:

а) кислотная среда способствует переходу окисленной формы вещества в восстановленную;

б) меняя условия протекания реакции, а конкретно, среду, можно осуществить ОВР в нужном направлении.

Я выяснил, что разные среды растворов могут поменять ход реакции и в результате этого, образуются совсем другие вещества. Продолжением моей работы будет исследование ОВР в органической химии. Результаты моей работы можно будет демонстрировать на уроках химии.

Список литературы

1. Пособие - репетитор для поступающих в вузы; А.С.Егоров, Изд-во
   «Феникс», 2007 г.

2. Химия в школе: научно-методический журнал № 5 2002 г 2004 г.2007 г. Изд-во «ЦентрИмпресс».

3. Химия в школе: научно-методический журнал, № 2 2002 г. Изд-во
   «ЦентрИмпресс»

4. Занимательные опыты по химии. .М. Алексинский.

5. Общая химия - М.: Просвещение, 2005 - О. С. Габриелян

6. ОВР: Москва .2007 Хомченко

7. ОВР: Москва, Хомченко, Севостьянова, 1980, Просвещение

Приложение1

Приложение2

Приложение3