Химия · Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия · 8 класс

Окислительно-восстановительные реакции

Почему раствор перманганата в кислоте обесцвечивается, а в щёлочи становится зелёным?

Ситуация

«Марганцовка», которую продают в аптеке, — это кристаллы перманганата калия KMnO₄, тёмно-фиолетовые, почти чёрные; растворяясь в воде, они дают красивый фиолетово-розовый раствор. В три пробирки нальём этого раствора: в одну добавим серную кислоту, в другую воду, в третью щёлочь, и в каждую по каплям добавим сульфит натрия. Первый раствор обесцветится, во втором выпадет бурый осадок, третий станет зелёным. Почему один окислитель даёт три разных результата и сколько электронов он всё-таки принимает?

Тема

Степень окисления и окислительно-восстановительные реакции. Марганцовка (KMnO₄): в кислоте обесцвечивается, в воде даёт бурый осадок, в щёлочи — зелёный раствор: один окислитель, три разных результата

Ключевые понятия

Степень окисления
Электронный баланс
Влияние среды

Формулы

\sum_{i} n_{i} x_{i} = 0 (молекула), \sum_{i} n_{i} x_{i} = q (ион)

Сумма степеней окисления: в молекуле нуль, в ионе — заряд иона.

Fe^{0} - 2 e^{-} \overset{}{\to} Fe^{+ 2} Cu^{+ 2} + 2 e^{-} \overset{}{\to} Cu^{0}

Окисление — отдача электронов (степень окисления растёт), восстановление — принятие электронов (степень окисления уменьшается).

MnO_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \overset{}{\to} Mn^{2 +} + 4 H_{2} O

Полуреакция (кислая среда): O уравнивают с помощью H₂O, H — с помощью H⁺, заряд — электронами.

2 KMnO_{4} + 5 Na_{2} SO_{3} + 3 H_{2} SO_{4} \overset{}{\to} 2 MnSO_{4} + 5 Na_{2} SO_{4} + K_{2} SO_{4} + 3 H_{2} O

В кислой среде KMnO₄ обесцвечивается (Mn²⁺).

E = \frac{M}{n (e^{-})}

Эквивалентная масса окислителя: для KMnO₄ 158/5 = 31,6; 158/3 = 52,7; 158/1 = 158 г/моль.

Теория

Степень окисления (§ 18)

Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если предположить, что все связи ионные. Правила: в простом веществе 0; фтор −1; кислород обычно −2 (в пероксидах −1, в OF₂ +2); водород обычно +1 (в гидридах металлов −1); щелочные металлы +1, щёлочноземельные +2, Al +3. Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, в ионе — заряду иона. Примеры: в H₂SO₄ S +6, в KMnO₄ Mn +7, в K₂Cr₂O₇ Cr +6, в NH₄NO₃ у азота две разные степени: −3 (NH₄⁺) и +5 (NO₃⁻). Степень окисления — не то же, что валентность: в метаноле, формальдегиде и муравьиной кислоте углерод четырёхвалентен, а степень окисления −2, 0, +2 (в CH₄ −4, в CO₂ +4). На весах на сцене положительные вклады лежат на левой чаше, отрицательные — на правой; если сумма верна, весы приходят в равновесие.

Окислительно-восстановительные реакции (§ 19)

Реакции, в которых меняется степень окисления, — окислительно-восстановительные. Окисление — отдача электронов (степень окисления растёт), восстановление — принятие электронов (степень окисления уменьшается); они всегда идут вместе. Вещество, отдающее электроны, — восстановитель (само окисляется): металлы, H₂, C, CO, H₂S, сульфиты. Принимающее электроны — окислитель (само восстанавливается): O₂, Cl₂, HNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇. Атом в высшей степени окисления (Mn⁺⁷, S⁺⁶ в H₂SO₄) может быть только окислителем, в низшей (S⁻², N⁻³) — только восстановителем, в промежуточной (S⁺⁴) — и тем и другим.

Метод электронного баланса (§ 20)

Составление уравнения: 1) находим атомы, у которых изменилась степень окисления; 2) записываем электронные уравнения: $Cu^{0} - 2 e^{-} \overset{}{\to} Cu^{+ 2}$ , $N^{+ 5} + 3 e^{-} \overset{}{\to} N^{+ 2}$ ; 3) число отданных и принятых электронов должно быть одинаковым — находим наименьшее общее кратное (6), множители (3 и 2) — это коэффициенты перед окислителем и восстановителем; 4) уравниваем остальные атомы (сначала солеобразующую часть, затем H и O): $3 Cu + 8 HNO_{3} \overset{}{\to} 3 Cu (NO_{3})_{2} + 2 NO ↑ + 4 H_{2} O$ — из 8 молекул HNO₃ окислителем служат только 2. Всегда проверяют число атомов и число отданных и принятых электронов.

Метод полуреакций (ионно-электронный) (§ 28)

Удобнее для реакций в растворе: записывают реальные частицы (MnO₄⁻, SO₃²⁻), и каждую полуреакцию уравнивают отдельно. В кислой среде лишний O связывают ионы H⁺ (образуется H₂O), недостающий O даёт H₂O (выделяется H⁺). В нейтральной среде слева записывают только H₂O, а справа образуются H⁺ или OH⁻. В щелочной среде при нехватке O его дают 2OH⁻ (образуется H₂O), а лишний O связывает H₂O с образованием 2OH⁻. Затем заряд уравнивают электронами, выравнивают число электронов и складывают полуреакции. Знать степени окисления не обязательно.

Влияние среды и эквивалент (§ 29–30, лабораторная работа)

Продукт восстановления KMnO₄ зависит от среды: кислая — Mn²⁺ (почти бесцветный, 5 e⁻), нейтральная — MnO₂ (бурый осадок, 3 e⁻), щелочная — MnO₄²⁻ (зелёный, 1 e⁻). Эквивалентная масса окислителя — масса, приходящаяся на один электрон: $E = M / n (e^{-})$ , для KMnO₄ 31,6; 52,7 и 158 г/моль. В опыте: в каждую пробирку 2 мл 0,005 моль/л KMnO₄ (0,010 ммоль) + 1 мл среды; по каплям добавляют 0,05 моль/л Na₂SO₃ (1 капля = 0,05 мл = 0,0025 ммоль) до конца изменения цвета. Каждый SO₃²⁻ отдаёт 2 электрона: $n (e^{-}) = 2 n (S O_{3}^{2 -})$ , значит, $n (e^{-}) / n (M n O_{4}^{-})$ и $E$ находят по числу капель. Безопасность: надевайте защитные очки; KMnO₄ окрашивает кожу и одежду, это сильный окислитель; осторожно обращайтесь с кислотой и щёлочью, кислоту приливайте к воде; опыты, в которых выделяются Cl₂ и NO₂, проводят только в вытяжном шкафу.

О модели

Растворы приняты идеальными, реакции — мгновенными и полными при падении капли; окисление Na₂SO₃ на воздухе не учтено. В щелочной среде при избытке сульфита манганат может медленно восстановиться до MnO₂ — модель показывает первый этап изменения цвета. Цвета растворов приблизительны. Весы — изображение для показа суммы (заряд — не «вес»), модели ионов и «полёт» электронов — схема; MnO₂ — твёрдое вещество, отдельной молекулы у него нет.

Знаете ли вы?

Очень разбавленный (бледно-розовый) раствор перманганата калия применяют в медицине как антисептик: он сильный окислитель и убивает микробы. А концентрированный раствор обжигает кожу и оставляет бурые пятна.
На «Навоиазоте» в 2020 году запущена новая установка, производящая до 500 тысяч тонн азотной кислоты в год. Производство азотной кислоты начинается с окисления аммиака на катализаторе (4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O), и кислота в основном идёт на аммиачную селитру.

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Электролиз и коррозия — 9 класс
Гальванические элементы и коррозия — 1 курс