Исследовательская работа по теме: «Окислительно-восстановительные реакции».

ниципальное автономное образовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа №10 с. Покровское

Пригородный района Свердловской области

Исследовательская работа по теме:

«Окислительно-восстановительные реакции».

Автор:

Гаврилеева Виктория Викторовна

ученица 9 б класса

с. Покровское

Домашний адрес:

Свердловская область,

Пригородный район, село Покровское,

Ул.Надеждинская д.42

Руководитель:

Печёрина Ираида Викторовна

Учитель химии, биологии

МАОУ СОШ №10 с. Покровское

Адрес организации:

Свердловская область, Пригородный район

С.Покровское, ул. Школьная 11а

С. Покровское

2024 года

Оглавление:

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

1. Глава 1. Классификация реакций.…………………………………...….4-5

1. Глава 2. Окислительно-восстановительные реакции……………………6

1. Глава 3. Решение ОВР методом электронного баланса……………....7-8

1.4. Глава 4. Ионные реакции………………………………………….......9-10

1.5. Глава 5. Решение ОВР электронно-ионным методом полуреакций11-12

1.6. Глава 6. Применение ОВР и ионных реакций……………………..…..13

Заключение………………………………………………………………….……14

Литература………………………………………………………………..……. .15

Приложение

1.1.Проведение экспериментальных реакций……………………………..16-20

Введение.

Я хочу получить образование по профессии врач и связать свою жизнь с медициной. Поэтому мне придется изучать в институте химию на более сложном уровне.

Актуальность:я хочу понять лучше механизм протекания окислительно-восстановительных реакций, так как в медицине и жизни они встречаются на каждом шагу.

Цель: научиться решать ОВР новым методом, который не изучается в курсе химии 9 класс.

В связи с поставленной целью были сформулированы задачи:

1.Проанализировать материалы литературных источников и Интернета обрешение ОВР новым методом – электронно-ионным.

2. Показать применение ОВР и ионных реакций в природе и жизни человека.

3. Научиться решать ОВР электронно-ионным методом полуреакций.

Проблема: действительно ли роль ОВР и ионных реакций настолько велика в изучении органической и неорганической химии.

Объект исследования: реакции ОВР и ионные.

Практическая значимость работы в том, что она помажет показать значение ОВР и ионных реакций в природе, жизни человека и медицине.

При подготовке к написанию работы мною использованы как теоретические методы исследования: литературных данных, ресурсов Интернета, сравнение полученных данных, систематизация исследовательского материала, так и практический метод решение уравнений ОВР и ионных реакций.

Результат: проведение экспериментальных реакций.

Работа для меня оказалась сложной, но познавательной. Я узнала новый способ решения ОВР, применение ОВР в природе ироль ОВР в живых организмах.

Глава 1. Классификация реакций.

Химические реакции или химические явления – это такие процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.

Реакции, идущие с изменением состава веществ.

По числу и характеру реагирующих, и образующихся веществ,и изменению степеней окисления элементовможно выделить 4 типа реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.

1) Реакции соединения

Реакции соединения – это такие реакции, при которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество.

2S⁰ + O₂⁰ =2S⁺²O^-2

2S⁺²O^-2+ O₂⁰= 2S⁺⁴O₂^-2

4N⁺⁴O₂^-2 + O₂⁰ + 2H₂⁺¹O^-2 = 4H⁺¹N⁺⁵O₃^-2

2)Реакции разложения

Реакции разложения – это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰

2K⁺¹N⁺⁵O₃^-2 = 2K⁺¹N⁺³O₂^-2 + O₂⁰

2K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 = K₂⁺¹Mn⁺⁶O₄^-2 + Mn⁺⁴O₂^-2 + O₂⁰

3)Реакции замещения

Реакции замещения – это такие реакции, при которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.

2Na⁰ + 2H₂⁺¹O^-2 = 2Na⁺¹O^-2H⁺¹ + H₂⁰

2Al⁰ + Cr₂⁺³O₃^-2= Al₂⁺³O₃^-2 + 2Cr⁰

Fe⁰ + Cu⁺²S⁺⁶O₄^-2 = Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Cu⁰

4)Реакции обмена

Реакции обмена - это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

2Cr⁺⁶O₃ + 3Mn⁺²O = Cr₂⁺³O₃ + 3Mn⁺⁴O₂

Глава 2. Окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные реакции составляют особый класс химических процессов. Их характерной особенностью является изменение степени окисления. Окисление – это процесс потери (отдачи) электронов у одного из атомов и восстановление – это процесс, когда другой атом присоединяет (внедряет) электрон. Следовательно, такие два полупроцесса, самостоятельно существовать не могут. Вещества, содержащие атомы, которые понижают свою степень окисления, называются окислителями, а вещества, содержащие атомы, которые повышают степень окисления, - восстановителями.

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции характеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической природе атомных или молекулярных частицах. Другими словами одни вещества (простые или сложные), вступающие в химические реакции, являются окислителями, а другие восстановителями. Межмолекулярные процессы составляют наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций, потому что к ним относятся реакции соединения, замещения и обмена.

2S⁰ + O₂ ⁰ = 2S⁺²O^-2

2Na⁰ + 2H₂⁺¹O = 2Na⁺¹OH + H₂⁰

2Cr⁺⁶O₃ + 3Mn⁺²O = Cr₂⁺³O₃ + 3Mn⁺⁴O₂

1. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакциихарактеризуются тем, что атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице, к внутримолекулярным процессам относятся реакции разложения при нагревании.

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O_7­= N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций выделяют диспропорционирования.

2KMn⁺⁷O₄^-2 = K₂Mn⁺⁶O₄ + Mn⁺⁴O₂ + O₂⁰

Глава 3. Решение ОВР методом электронного баланса.

20Fe⁺²S₂^-1 + 55O₂⁰ = 10Fe₂⁺³O₃^-2 + 40S⁺⁴O₂^-2

_В-ЛЬ

о-еFe⁺² - 1eFe⁺³ 10 10Fe⁺² – 10e 10Fe⁺³

+2 - 1*(-1)+3

_В-ЛЬ

о-еS^-1- 5e S⁺⁴ 10 2 2S^-1 – 10e  2S⁺⁴

-1 – 5*(-1) +4

_О-ЛЬ

в-еO⁰ +2eO^-2 5 5O⁰ + 10e 5O^-2

0+2*(-1) -2___________________________________________________________

20Fe; 40S; 55O 20Fe; 40S; 55O

Что бы уменьшить коэффициенты в главном уравнение я взяла для решения одно уравнение окислительное

4Fe⁺²S₂^-1 + 11O₂⁰ = 2Fe₂⁺³O₃^-2 + 8S⁺⁴O₂^-2

_В-ЛЬ

о-еFe⁺² - 1eFe⁺³ 2 2Fe⁺² – 2e 2Fe⁺³

+2 - 1*(-1) +3

_О-ЛЬ2

в-еO⁰ +2eO^-2 1 O⁰ + 2eO^-2

0+2*(-1) -2

8Al⁰ + 30 H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 = 8Al⁺³(N⁺⁵O₃^-2)₃^-1 + 3(N^-3H₄⁺¹)⁺¹(N⁺⁵O₃^-2) + 9H₂⁺¹O^-2

+1+x-6=0 +3+(x-6)*3=0 x+4=+1 x-6=-1

x=+5 3+3x-18=0 x=-3 x=+5

3x=+15

в-льx=+5

о-еAl⁰ - 3eAl⁺³ 8 8Al⁰ – 24e 8Al⁺³

0 – 3*(-1)  +3 24

­о-ль

в-е N⁺⁵ + 8eN^-33 3N⁺⁵ + 24e 3N^-3

+5 – 8*(-1)  - 3

8Al; 30N; 30H; 90O  8Al; 30N; 30H; 90O

Глава 4. Ионные реакции.

Эти реакции характеризуют свойства электролитов и в растворах протекают по правилу Бертолле: только в том случае, если в результате её образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например – H_2­O).

1. Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:

Na⁺¹(OH)^-1 + H⁺¹(NO₃)^-1 = Na⁺¹(NO₃)^-1 + H⁺¹(OH)^-1

1. Реакция между щёлочью и солью, идущая с образованием газа:

2(N^-3H₄⁺¹_­)⁺¹Cl^-1 + Ca⁺²(OH)₂^-1 = Ca⁺²Cl₂^-1+ 2N^-3H₃⁺¹| + 2H⁺¹(OH)^-1

1. Реакция между щёлочью и солью, идущая с образованием осадка:

Cu⁺²(SO₄)^-2 + 2K⁺¹(OH)^-1 = Cu⁺²(OH)₂^-1| + K₂⁺¹(SO₄)^-2

Данные реакции не являются окислительно-восстановительными, так как у ионов: катионов и анионов не изменяется степень окисления.

Решение ионных реакций.

Na⁺¹(OH)^-1 + H⁺¹(NO₃)^-1 = Na⁺¹(NO₃)^-1 + H⁺¹(OH)^-1

Р Р Р М

Молекулярнаяреакция.

Na¹⁺ + (OH)^1- + H¹⁺ + (NO₃)^1- = Na¹⁺ + (NO₃)^1- + H⁺¹(OH)^-1

Полнаяионнаяреакция

(OH)^1- + H¹⁺ = H⁺¹(OH)^-1

Сокращенная ионная реакция

________________________________________________

2(NH_4­)⁺¹Cl^-1 + Ca⁺²(OH)₂^-1 = Ca⁺²Cl₂^-1+ 2N^-3H₃⁺¹+ 2H⁺¹(OH)^-1

Р М Р М

Молекулярная реакция

2(NH_4­)⁺¹Cl^-1 + Ca⁺²(OH)₂^-1 = Ca⁺²Cl₂^-1+ 2(NH₄)⁺¹(OH)^-1

Молекулярнаяреакция

2(NH_4­)¹⁺ +2Cl^1-+ Ca⁺²(OH)₂^-1= Ca²⁺ + 2Cl^1-+ 2(NH₄)¹⁺ + 2(OH)^1-

Полнаяионнаяреакция

Ca⁺²(OH)₂^-1 = Ca²⁺ + 2(OH)^1-

Сокращенная ионная реакция

_______________________________________________

Cu⁺²(SO₄)^-2 + 2K⁺¹(OH)^-1 = Cu⁺²(OH)₂^-1| + K₂⁺¹(SO₄)^-2

Р Р Н Р

Молекулярная реакция

Cu²⁺ + (SO₄)^2- + 2K¹⁺ + 2(OH)^1- = Cu⁺²(OH)₂^-1| + 2K¹⁺ + (SO₄)^2-

Полнаяионнаяреакция

Cu²⁺ + 2(OH)^1- = Cu⁺²(OH)₂^-1|

Сокращенная ионная реакция

Глава 5. Решение ОВР ионно-электронным методом полуреакций.

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

Написании ионно-молекулярных уравнений:

сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H¹⁺ — кислая среда, ОН^1- — щелочная среда и Н₂О - нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

Na⁺¹₂ SO₃^-2 + K⁺¹MnO₄^-2 + H⁺¹₂SO₄  Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂0

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- +MnO₄^1- + 2H¹⁺= Mn²⁺+ SO₄^2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель –MnO₄^1-перманганат ионапринимает

5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Мn²⁺.

При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄^1-, который, соединяясь с Н¹⁺ образует воду.

MnO₄^1-+ 8H¹⁺ + 5e = Mn²⁺+ 4H₂0

Восстановитель SO₃ ^2-, — окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃^2-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2Н¹⁺:

SO₃^2-+ H₂0 – 2е- = SO₄^2- + 2H¹⁺

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^1- + 8H¹⁺ + 5е- = Mn²⁺+ 4H₂0

окислитель, процесс восстановления

2 MnO₄^1-+ H₂O - 2е- = SO₄^2- + 2H¹⁺

восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^1- + 16H¹⁺+ 5SO₃^2-+ 5H₂0 = 2Mn²⁺+ 8H₂0 + 5SO₄^2- + 10H¹⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^1- + 5SO₃^2- + 6H¹⁺ = 2Mn²⁺+ 5SO₄^2-+ 3H₂0

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

5Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂0

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Пример:

Окисление нитрита натрия перманганатом калия в щелочной среде

Составим схему реакции:

NaNO₂+K+KOH NaNO₃+K₂MnO₄+H₂O

Составим полу реакции окисления нитрит-иона и восстановления перманганат-иона с учётом содержания в них атомов кислорода и характера среды:

NO^-1₃+2OH^-1-2e =NO^-1₃+H₂O

Mn0₄^-2 + e = Mn0₄^-2 |2|

NO₂^-1 + 20H^-1 + 2Mn0₄ ^-2 = NO₃^-1 + H₂0 + 2MnO}

Дописываем недостающие ионы Na* и К+ и получаем молекулярное уравнение реакции:

NaNO₂ + 2KMn0₄ + 2KOH = NaNO₃+ 2K₂Mn0₄ + H₂0

Глава 6. Применение ОВР и ионных реакций.

Окислительно-восстановительные реакции – это редокс-реакции (изменение числа электронов). Эти реакции самые распространенные и играют большую роль в природе, технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и фотосинтез, гниение и брожение.

1. Биологические процессы. Дыхание: В организме человека происходит окисление глюкозы с образованием углекислого газа и воды, что приводит к выделению энергии. Фотосинтез: Растения используют световую энергию для окисления воды и восстановления углекислого газа до глюкозы.

Гниение - разложение сложных азотсодержащих органических соединений (преимущественно белков) под действием гнилостных микроорганизмов. При гниении выделяется преимущественно газообразный аммиак. Гниение играет важную роль в круговороте веществ в природе: в результате жизнедеятельности и гибели животных и растений, в почву и водоёмы попадают много белковых продуктов, которые лишь благодаря деятельности гнилостной микрофлоры не накапливаются, а минерализуются.

2. Промышленность: Производство металлов: ОВР используются для восстановления металлов из их руд. Например, производство железа из оксида железа (III).Электролиз применяется в технике, в искусстве и быту для защиты металлических изделий от коррозии. На их поверхности наносится тончайший слой другого металла – хрома, серебра, золота, меди, никеля. Нанесенные на металлы электролизом покрытия получаются ровными по толщине, прочными, служат долго и, кроме того, таким способом можно покрывать изделие любой формы.

-Аккумуляторы: В процессе зарядки и разрядки аккумуляторов происходят ОВР. Например, в свинцово-кислотных аккумуляторах.

3. Химическая промышленность: Производство аммиака: Процесс Гарбера, где азот восстанавливается водородом.

-Производство кислот: Например, производство серной кислоты, где сера окисляется до S⁺⁶.

Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и хлорная, или белильная, известь.

Если требуется окислить с поверхности изделия какое-либо легко разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины.

4. Очистка воды: Озонирование: Использование озона для окисления органических загрязнителей в воде.

Дезинфицирующее действие перманганата калия основано на окислительном свойстве.

Хлор как сильный окислитель используют для стерилизации чистой воды и обеззараживания сточных вод. Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении бумаги и тканей. Хлорная, или белильная, известь – это один из самых распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах.

5. Пищевая промышленность: Консервирование: Использование антиоксидантов для предотвращения окисления жиров и других компонентов пищи. Ввиду безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли промышленности для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве сосисок.

6. Использование катализаторов для окисления вредных веществ в выхлопных газах автомобилей.

Заключение.

Я научилась решать окислительно-восстановительные реакции новым методом - ионно-электронным полуреакций, который не изучается в курсе химии 9 класса.

Решила все поставленные задачи:

1. Проанализировала материалы литературных источников об решение окислительно-восстановительные реакции новым методом – электронно-ионным. Сопоставляя полуреакции я отметила, что достоинства метода электронно-ионного, по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. При методе полуреакций не нужно знать степени окисления атомов. При нем же видна активная роль среды.

2. Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому электронно-ионные уравнения более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании электронно-ионных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

3. Также я показала применение окислительно-восстановительных и ионных реакций в природе и жизни человека. С ними связан обмен веществ в живых организмах и фотосинтез в зеленных частях растений. Электролиз используется для получения многих металлов, а также для очистки некоторых металлов от примесей, от коррозии. Ионные реакции лежат в основе мероприятий по охране природы, металлургических процессов и круговорота элементов в природе.

Литература.

Печатные ресурсы:

1. Крицман В. А., Книга для чтения по неорганической химии. Ч. II. Учеб. пособие для учащихся 9 класс – Москва: «Просвещение», 1984 г.

2. Третьяков Ю. Д., Алейников Н. Н., Кеслер Я. А., Казимирчик И. В., Химия: Справочные материалы: Книга для учащихся. – Москва: «Просвещение», 1988 г.

Интернет-ресурсы:

1. https://foxford.ru/wiki/himiya/metod-elektronno-ionnogo-balansa?utm_referrer=https%3A%2F%2Fyandex.ru%2F-методэлектронно-ионного баланса. Химия, Химические реакции

2. https://eni.ssau.ru/chem/chem_online_book/metod-ionno-elektronnyh-shem-2/метод ионно-электронных схем - Химический факультет

3. https://studizba.com/lectures/himija/obschaja-himija/26370-rol-okislitelno-vosstanovitelnyh-processov.html роль окислительо-восстановительных процессов - Общая химия

4. https://www.n-asveta.by/dadatki/madelny_urok/2019/ukrainets(2).pdf окислительно-восстановительные процессы в природе, технике, быту.

5. https://ru.wikipedia.org/wiki/Окислительно-восстановительные_реакции общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.

Практическая часть:

Приложение 1:

Процесс горения спички – это окислительно-восстановительный процесс.

Мы каждый день встречаемся со спичками, а знаем ли мы какие там процессы? Слово «спичка» является производным от старорусского слова «спица» (заостренная деревянная палочка, заноза).

Состав зажигательной смеси для головок спичек:

Бертолетовая соль, хромпик, сера, пиролюзит, сурик железный, стеклянный порошок, клей костный, окись цинка.

Ость спички: целлюлоза, парафин.

Состав намазки для спичечного коробка:

Фосфор красный, пиролюзит, сурьма трёх сернистая, мел, каолин, стеклянный порошок, лигносульфон, декстрин.

Главное вещество бертолетова соль – KClO₃, кислород входящий в состав сложного вещества обладает свойствами окислителя, как простое вещество кислород в момент его разложения.

Происходящие реакции:

1. При ударе образуется искра.

2. Красный фосфор загорается, превращаясь в белый фосфор (свечение).

3. 2KClO₃ 2KCl + 3O₂

S + O₂ SO₂

3S + 2KClO₃ 2KCl + 3SO₂

1. Горение парафина

2C₂₀H₄₂ + 61­O_{2 ­} 40CO₂ + 42H₂O

1. Горение целлюлозы

(C₆H₁₀O₅)_n + 6_nO₂ 6_nCO₂ + 5_nH₂O

Бенгальский огонь.

Приложение 2.

Горят ли в небе причудливые фейерверки – это тоже окислительно-восстановительные процессы.

2K⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 2K⁺¹Cl^-1 + 3O₂⁰

о-ль

в-еCl⁺⁵+ 6eCl^-1 1

в-ль 6

о-еO^-2 – 2eO⁰ 3 3O^-2 – 6e3O⁰

2K; 2Cl; 6O 2K; 2Cl; 6O

S⁰ + O₂⁰ S⁺⁴O₂^-2

в-ль

о-еS⁰ – 4eS⁺⁴1

4

о-ль

в-еO⁰ + 2eO^-22 2O⁰ + 4e 2O^-2

­1S; 2O 1S; 2O

Решение ОВР ионно-электронным методом полуреакций:

3S⁰ + 2K⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 2K⁺¹Cl^-1 + 3S⁺⁴O₂^-2

ClO₃^1-Cl^1- + O^2-

В-еClO₃^1-+ 2е^1- = Cl^1-+ O^2-

о-еS⁰ – 4eS⁴⁺

ClO₃^1- + S⁰Cl^1- + S⁴⁺ + 3O^2-

K¹⁺ K¹⁺

S⁰+ K¹⁺ + ClO₃^1- K¹⁺ +Cl^1- + S⁴⁺ + 3O^2-

S⁰+ K⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2K⁺¹Cl^-1 + S⁺⁴O₂^-2

Итог: 3S⁰+ 2K⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 = 2K⁺¹Cl^-1 + 3S⁺⁴O₂^-2

Приложение 3.

Лабораторный опыт: (соблюдайте правила ТБ)

В четыре пронумерованные пробирки налито по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте несколько капель раствора серной кислоты, во вторую – воду, в третью – гидроксида калия, четвертую пробирку оставьте в качестве контрольной. Затем в первые три пробирки прилейте, осторожно взбалтывая, раствор сульфита натрия.

Отметьте как изменяется окраска раствора в каждой пробирке:

1 пробирка -

2 пробирка –

3 пробирка –

4 пробирка - контроль

Задание: К схемам реакций:

KMnO₄+ Na₂SO₃ + H₂SO₄ →MnSO₄+ Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

KMnO₄+ Na ₂SO ₃ + H₂O →MnO₂↓ + Na₂SO₄ + KOH

KMnO₄+ Na ₂SO₃ +КOH→ Na₂SO₄ + K₂MnO₄+ H₂O

Подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

23