Федеральное агентство по образованию

Нижегородский государственный университет

им. Н.И.Лобачевского

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

Окислительно-восстановительные реакции

Отчёт по лабораторной работе

Преподаватель:

Р.М.Шапошников

Студенты группы 211 (II):

Т. Г. Огурцов,

О. А. Шилягина

Нижний Новгород, 2008

Задания лабораторной работы:

Окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, бихромата калия, серной и азотной кислот;

Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления и диспропорционирования;

Окисление серы азотной кислотой.

Окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот

Цель работы: провести окислительно – восстановительные реакции с участием перманганата калия, серной и азотной кислот.

Оборудование и реактивы: пробирки, пипетки, резиновая груша, стеклянные стаканы, фильтровальная бумага, спиртовка, дистиллированная вода, кристаллический перманганат калия (KMnO 4), концентрированные соляная, серная, азотная кислоты (HCl, H 2 SO 4 , HNO 3), иодид калия (KI), 0,1Н раствор перманганата калия (KMnO 4), 10% и 0,1Н раствор серной кислоты (H 2 SO 4), 10% и концентрированный раствор гидроксида натрия (NaOH), раствор сульфита натрия (Na 2 SO 3), гранулы цинка (Zn), медная стружка (Cu), дихромат аммония ((NH 4) 2 Cr 2 O 7), нитрит натрия (NaNO 2), сульфат марганца (MnSO 4).

Теоретическая часть:

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой.Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Практическая часть:

В препараторской насыпали в пробирку небольшое количество кристаллического перманганата калия;

2КMnO 4 + 16HCl 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

2Cl - - 22Cl 0

2(MnO 4) - + 16H + + 10Cl - 2 Mn 2+ + 8H 2 O + 10Cl 0

Поднесли к отверстию пробирки смоченную раствором йодида калия фильтровальную бумагу. Выделяющийся из пробирки хлор замещал йодид ион в растворе йодида калия. В результате этого мы наблюдали потемнение фильтровальной бумаги вокруг отверстия пробирки, связанное с выделение йода;

2KI + Cl 2 2KCl + I 2 ↓

В 3 пробирки налили по 1 мл. 1Н раствора перманганата калия;

Во вторую пробирку 10% раствор гидроксида натрия;

В первой пробирке (кислая среда):

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2SO 4 2- + 2H +

Наблюдаем обесцвечение раствора;

Во второй пробирке (щелочная среда):

2КMnO 4 + 2NaOH + Na 2 SO 3 Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

(MnO 4) - + 1(MnO 4) 2-

SO 3 2- + 2OH - - 2SO 4 2- + H 2 O

2(MnO 4) - + SO 3 2- + 2OH - 2(MnO 4) 2- + SO 4 2- + H 2 O

Наблюдаем появление светло – зелёной окраски, из – за появление иона (MnO 4) 2- ;

В третей пробирке (нейтральная среда):

2КMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + Н 2 О 2MnO 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

(MnO 4) - + 2H 2 O +3(MnO 2) 0 + 4OH -

SO 3 2- + 2OH - - 2SO 4 2- + H 2 O

2(MnO 4) - + 4H 2 O + 3SO 3 2- + 6OH - 2(MnO 2) 0 + 8OH - + 3SO 4 2- + 3H 2 O

Цвет раствора стал бурым, благодаря появлению оксида марганца (IV);

Вывод:

Перманганат – ион проявляет более высокую окислительно – восстановительную активность в кислой среде.

Налили в две пробирки по 1 мл. 0,01Н раствора перманганата калия и добавили несколько капель 10% раствора серной кислоты;

Первая пробирка:

2КMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5Na 2 SO 3 K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2SO 4 2- + 2H +

2(MnO 4) - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O 2 Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Раствор обесцветился;

Вторая пробирка:

2КMnO 4 + 8H 2 SO 4 + 10KI 5I 2 ↓ + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

(MnO 4) - + 8H + + 5Mn 2+ + 4H 2 O

2I - - 22I 0

2(MnO 4) - + 16H + + 10I - 2Mn 2+ + 8H 2 O + 10I 0

Выделяющийся йод образовывал с избытком иодида калия йодную воду, вследствие чего раствор приобрёл коричневую окраску;

В одну пробирку положили несколько гранул цинка, а во вторую – немного медной стружки;

Прилили в обе пробирки 10% раствор серной кислоты;

Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 – выделяется водород;

Сu + H 2 SO 4 Реакция не идёт, так как медь стоит в ряду активности металлов правее водорода и не способна вытеснить водород из кислоты;

Повторили опыт с концентрированной серной кислотой;

Zn + 2H 2 SO 4 ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Zn 0 - 2Zn 2+

SO 4 2- + 4H + + 2(SO 2) 0 + 2H 2 O

Перманганат калия — марганцовокислого калия, калиевая соль марганцевой кислоты. Формула: KMnO 4. Прекурсор (IV список прекурсоров ПККН).

Распространенное название в быту — «марганцовка». Его продажа запрещена в украинских аптеках.

Физические свойства

Внешний вид: темно фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Показатель преломления σ 1,59 (20 ° C). Растворяется в воде, жидком аммиаке, ацетоне (2: 100), метаноле, пиридине.

Термодинамические свойства

Химические свойства

Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

• В кислой среде: 2KMnO 4 + 5K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 → 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O;
• в нейтральной среде: 2KMnO 4 + 3K 2 SO 3 + H 2 O → 3K 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH;
• в щелочной среде: 2KMnO 4 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O;
  • в щелочной среде: на холоде: KMnO 4 + K 2 SO 3 + KOH → K 2 SO 4 + K 3 MnO 4 + H 2 O.

Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) протекает по указанной схеме только при недостатке восстановления и высокой концентрации щелочи, который обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

При столкновении с концентрированной серной кислотой перманганат калия взрывается, однако при аккуратном соединении с холодной кислотой реагирует с образованием неустойчивого оксида марганца (VII):

2KMnO 4 + 2H 2 SO 4 → 2KHSO 4 + Mn 2 O 7 + H 2 O, при этом в качестве промежуточного продукта может образовываться интересное сочетание — оксосульфат марганца MnO 3 HSO 4. По реакции с фторидом йода (V) можно получить аналогичный оксофторид: KMnO 4 + IF 5 → KF + IOF 3 + MnO 3 F

При нагревании разлагается с выделением кислорода (этим способом пользуются в лаборатории для получения чистого кислорода). Схему реакции упрощенно можно представить уравнением:

2KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

На самом деле реакция протекает гораздо сложнее, например, при не очень сильном нагревании ее можно примерно описать уравнением:

5KMnO 4 → (t) K 2 MnO 4 + K 3 MnO 4 + 3MnO 2 + 3O 2

Реагирует с солями двухвалентного марганца, например:

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Эта реакция в принципе обратная дисмутации K 2 MnO 4 на MnO 2 и KMnO 4.

• Водные растворы перманганата калия термодинамически нестабильны, но кинетически достаточно устойчивы. Их сохранение резко повышается при хранении в темноте.

Применение

Применение этой соли чаще всего основано на высокой окислительной способности перманганат-иона, что обеспечивает антисептическое действие.

Медицинское применение

Разбавленные растворы (около 0,1%) перманганата калия нашли широкое применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. Как рвотное средство для приема внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.

Фармакологическое действие

Антисептическое средство. При столкновении с органическими веществами выделяет атомарный кислород. Образующийся при восстановлении препарата оксид образует с белками комплексные соединения — альбуминаты (за счет этого калия перманганат в малых концентрациях оказывает вяжущее, а в концентрированных растворах — раздражающую, прижигающее и дубильное действие). Дезодорирующим эффектом. Эффективен при лечении ожогов и язв. Способность калия перманганата обезвреживать некоторые яды лежит в основе использования его растворов для промывания желудка при отравлениях неизвестным ядом и пищевых токсикоинфекциях. При попадании внутрь всасывается, действуя (приводит к развитию метгемоглобинемии). Используется также в гомеопатии.

Показания

Смазывания язвенных и ожоговых поверхностей — инфицированные раны, язвы и ожоги кожи. Полоскание полости рта и ротоглотки — при инфекционно-воспалительных заболеваниях слизистой оболочки полости рта и ротоглотки (в том числе при ангинах). Для промывки и спринцевания при гинекологических и урологических заболеваниях — кольпиты и уретриты. Для промываний — желудка при отравлениях, вызванных приемом внутрь алкалоидов (морфин, аконитин, никотин), синильной кислотой, фосфором, хинином; кожи — при попадании на нее анилина; глаз — при поражении их ядовитыми насекомыми.

Противопоказания

Гиперчувствительность.

Побочные действия

Аллергические реакции, при использовании концентрированных растворов — ожоги и раздражение. Передозировки. Симптомы: резкая боль в полости рта, по ходу пищевода, в животе, рвота, диарея слизистая оболочка полости рта и глотки — отечная, темно-коричневого, фиолетового цвета, возможен отек гортани, развитие механической асфиксии, ожогового шока, двигательного возбуждения, судорог, явлений паркинсонизма, геморрагического колита, нефропатии, гепатопатии. При пониженной кислотности желудочного сока возможно развитие метгемоглобинемии с выраженным цианозом и одышкой. Смертельная доза для детей — около 3 г, для взрослых — 0.3-0.5 г / кг.

Лечение: метиленовый синий (50 мл 1% раствора), аскорбиновая кислота (в / в — 30 мл 5% раствора), цианокобаламин — до 1 мг, пиридоксин (в / м — 3 мл 5% раствора).

Способ применения и дозы

Внешне, в водных растворах для промывания ран (0.1-0.5%), для полоскания рта и горла (0.01-0.1%), для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей (2-5%), для спринцевания (0.02-0.1%) в гинекологической и урологической практике, а также промывание желудка при отравлениях.

Взаимодействие

Химически несовместим с некоторыми органическими веществами (уголь, сахар, танин) и с веществами которые легко окисляются — может произойти взрыв.

Другие области применения

• Применяется для определения перманганатной окисляемости при оценке качества воды по ГОСТ 2761-84 по методу гнезд.
• Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
• Растворы (концентрации примерно 3 г / л) широко применяются для тонирования фотографий.
• В пиротехнике применяют как сильный окислитель.
• Применяют в качестве катализатора разложения перекиси водорода в космических жидкостно-ракетных двигателях.
• Водный раствор пермаганата калия используется для пищеварения дерева, как морилки.
• Водный раствор применяется также для вывода татуировок. Результат достигается с помощью химического ожога, при котором отмирают ткани, в которых содержится краситель. Этот метод мало чем отличается от простого срезания кожи, обычно он менее эффективен и неприятный, поскольку ожоги заживают гораздо дольше. Татуировки не удаляется полностью, на его месте остаются шрамы.
• Перманганат калия или бихромат натрия используются в качестве окислителя при получении метана, и парафталевих кислот с целью и параксилола соответственно.

Получение

Химическая или электрохимическое окисление соединений марганца, диспропорционирования манганата калия. К примеру:

2MnO 2 + 3 Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O 2K 2 MnO 4 + Cl 2 → 2KMnO 4 + 2KCl 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O → 2KMnO 4 + H 2 + 2KOH

Последняя реакция происходит при электролизе концентрированного раствора манганата калия и является эндотермическим. Она является основным промышленным способом получения перманганата калия.

Получение хлора (реакция перманганата калия и соляной кислоты)

Эксперименты с хлором, как правило, начинаются с получения хлора. Раньше в некоторых ВУЗах и исследовательских институтах были баллоны с хлором, но мне даже не довелось их увидеть. Большинство способов получения газообразного хлора сводятся к окислению хлоридов в кислой среде (фактически - к окислению соляной кислоты). Окислителями могут служить самые разнообразные вещества: перманганат калия, бихромат калия (при нагреве), гипохлорит кальция (хлорная известь), хлорат калия, диоксид марганца (при нагреве) и другие.

Раньше для лабораторного получения хлора чаще всего применяли перманганат калия и соляную кислоту. В частности, этот эксперимент демонстрировали на уроках химии в школах. Выбор соляной кислоты и перманганата был обусловлен тем, что данные вещества были дешевы и легкодоступны: перманганат продавался в любой аптеке, а техническую соляную кислоту можно было купить в хозяйственных магазинах (она использовалась как дешевое и эффективное средство для удаления накипи и т.п.).

Но выбор перманганата и соляной кислоты для получения хлора объяснялся еще и тем, что два эти вещества хорошо реагируют уже при комнатной температуре , в случае же диоксида марганца или бихромата калия для того, чтобы выделялся хлор, необходим нагрев.

Хорошим и дешевым окислителем для получения хлора является хлорная известь ("хлорка"). Ее формулу можно условно записать так: CaCl 2 ·Ca(ClO) 2 , т.е. в составе данного вещества есть хлорид и гипохлорит. Чтобы они начали реагировать с выделением хлора, достаточно добавить сильную кислоту (причем, не обязательно соляную - подойдет и серная кислота.) Но это все только теоретически: на практике в магазинах сейчас часто продают некачественную хлорную известь, которая давно уже успела разложиться. При действии кислоты такая "хлорка" выделяет хлор, но очень мало. Да и стоит хлорная известь теперь совсем не так дешево, как раньше.

Небольшие количества хлора можно получить прибавлением кислоты к раствору гипохлорита натрия (средство "Белизна"). К сожалению, с "Белизной" почти такая же история, как и с "хлоркой": производители и продавцы ее безбожно разбавляют водой (в результате вместо 5% активного хлора там часто содержится 1-2%.)

В большинстве описанных ниже опытов источником хлора служили перманганат калия и соляная кислота. По нашим временам это очень нерационально, но мне хотелось приступить именно к опытам с хлором, а не тратить время и силы на освоения метода получения хлора из других веществ. В некоторых случаях вместо соляной кислоты (которой почти не осталось) я использовал 40% серную кислоту и хлорид натрия. В этом случае смесь приходилось нагревать на плитке.

Реакцию проводил в конической колбе на 300 мл, куда заранее сыпал перманганат. Колбу накрыл аллонжем на шлифах, к которому присоединил силиконовую трубку для отвода хлора. Верхний шлиф аллонжа (к которому при перегонке присоединяется холодильник) закрыл пробкой со стеклянной трубкой. К трубке с помощью ПВХ трубочки присоединил шприц с концентрированной соляной кислотой (шприц заменял капельную воронку).

На пути хлора поставил промывную склянку с насыщенным раствором хлорида натрия - чтобы удалить из газа хлороводород (хлороводород хорошо растворяется не только в воде, но и в насыщенном растворе соли - в отличие от хлора, который в насыщенном растворе соли растворим гораздо хуже, чем в воде). Для сбора хлора использовал различные колбы и банки (причем во время сбора хлора сосуд желательно накрыть пробкой или ваткой - до этого я догадался не сразу).

Если хлор используется для опытов по сжиганию, на дно колбы желательно заранее насыпать песок - иначе стекло может треснуть. Песка под рукой не оказалось, и я взял сухую поваренную соль - тоже неплохо, но натрий окрашивает пламя в желтый цвет (иногда это мешает).

Получение хлора и опыты с хлором можно охарактеризовать как трудоемкие, иногда - изнурительные. Не следует забывать, что хлор - первое боевое отравляющее вещество, которое было успешно использовано в массовом масштабе, поэтому все эксперименты нужно проводить под хорошей тягой или на открытом воздухе. Хлор не принадлежит к особо ядовитым веществам, но он вполне способен вызывать ожоги слизистых оболочек, а в случае небрежной работы возможны последствия и похуже. Один знакомый рассказывал, что во время студенческого практикума он получал хлор. Когда начал выделяться хлор, он по всем правилам понюхал колбу: взмахом ладони направил воздух в сторону лица. Запаха не почувствовал. Тогда горе-экспериментатор наклонился над колбой и сделал глубокий вдох - ему сразу же перехватило дыхание: если бы не помощь двух других студентов, это могло бы закончиться смертью от удушья.

__________________________________________________
При реакции соляной кислоты и перманганата калия на заключительной стадии все равно желателен подогрев, т.к. в противном случае перманганат перейдет в гидратированный оксид марганца (IV) коричневого цвета, что ведет к перерасходу перманганата. Чтобы диоксид марганца перешел в хлорид марганца (II) нужен подогрев и избыток кислоты.