- •Порядок и правила работы в химической лаборатории
- •Правила работы в химической лаборатории
- •Оказание первой помощи в лаборатории
- •Лабораторная работа №1 работа в лаборатории и техника эксперимента. Лабораторный журнал.
- •Основная химическая посуда и ее назначение
- •Взвешивание
- •Фильтрование
- •Лабораторная работа № 2
- •Методы очистки
- •Веществ и проверка чистоты веществ
- •Классификация химических реактивов и методов очистки веществ
- •Перегонка, или дистилляция
- •Контрольные вопросы и задачи
- •Решение:
- •Лабораторная работа № 3 определение молярной массы газа
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •Лабораторная работа № 4 определение moлярной массы эквивалента магния
- •Давление насыщенного водяного пара
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •Лабораторная работа № 5 энтальпии (тепловые эффекты) химических реакций
- •Плотность d, г/см3 водных растворов некоторых кислот и щелочей при 20 оС
- •Контрольные вопросы и упражнения
- •Лабораторная работа № 6 кинетика химических процессов. Химическое равновесие. Катализ
- •Смещение химического равновесия обратимых реакций
- •Контрольные вопросы и задачи
- •Лабораторная работа № 7 растворы. Растворимость. Определение концентрации вещества.
- •Лабораторная работа № 8 растворы электролитов и неэлектролитов
- •Контрольные вопросы и задачи
- •Лабораторная работа № 9 произведение растворимости. Гидролиз
- •Опыт 5. Определение реакции среды при гидролизе.
- •Контрольные вопросы и задачи
- •Лабораторная работа № 10 окислительно – восстановительные реакции
- •Восстановительные свойства солей железа (II) и олова (II)
- •Окислительно-восстановительные свойства элемента в различных степенях окисления
Лабораторная работа № 10 окислительно – восстановительные реакции
Окислительные свойства кислот
Опыт 1. Окислительные свойства азотной кислоты.
а) Окисление магния разбавленной азотной кислотой.
В пробирку поместить 1 микрошпатель порошка магния и добавить 5-6 капель 2М раствора азотной кислоты. Написать уравнения реакции, учитывая, что разбавленная азотная кислота восстанавливается магнием до азота.
б) Окисление магния очень разбавленной азотной кислотой.
В пробирку поместить 1 микрошпатель порошка магния и добавить 5-6 капель 0,1М раствора азотной кислоты. Написать уравнения реакции, учитывая, что разбавленная азотная кислота восстанавливается магнием до NH4+. Сделать вывод о связи между концентрацией азотной кислоты и степенью ее восстановления. Как убедиться, что в этой пробирке образовался нитрат аммония?
Опыт 2. Окислительные свойства серной кислоты.
В две пробирки поместить по 1 кусочку гранулированного цинка и добавить в одну из пробирок 3-4 капли 2М раствора серной кислоты, а в другую – 3-4 капли концентрированной серной кислоты (d=1,84 г/cм3). Пробирки с разбавленной и с концентрированной кислотой оставить на несколько минут. Что наблюдается? Через некоторое время нагреть пробирку с концентрированной кислотой. Какой газ выделяется?
Написать уравнения реакции взаимодействия цинка с серной кислотой разных концентраций и при различных температурах. Какие ионы являются окислителями в разбавленной и концентрированной серной кислоте?
Окислительные свойства анионов, содержащих
d-элемент в высшей степени окисления
Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной средах.
В три пробирки внести по 4-5 капель 0,1М раствора перманганатаа калия и добавить: в первую – 5 капель 2М раствора серной кислоты; во вторую – 5 капель воды и в третью – 5 капель 2М раствора гидроксида калия; затем в каждую прибавить по 1 микрошпателю кристаллов Na2SO3. Наблюдать происходящие изменения во всех пробирках. Написать уравнения реакций взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия в разных средах, имея при этом в виду, что ион MnO4- - фиолетово-малиновый; ион Mn2+ - бесцветный; MnO2 – бурый осадок; ион MnO42- - зеленый.
Восстановительные свойства солей железа (II) и олова (II)
Опыт 4. Восстановление брома ионом железа (II).
В подкисленную серной кислотой бромную воду добавить 1 микрошпатель сульфата железа (II). Наблюдать обесцвечивание раствора. Написать уравнения реакций взаимодействия бромной воды с сульфатом железа (II) в присутствии H2SO4.
Опыт 5. Восстановительные свойства хлорида олова (II).
В пробирку внести 5 капель раствора хлорида олова (II) и добавить 5 капель раствора нитрата ртути (II). Наблюдать выпадение белого осадка хлорида ртути (I) и постепенное его потемнение. Написать уравнения реакций взаимодействия хлорида олова (II) с нитратом ртути (II) с образованием каломели; взаимодействия хлорида олова (II) с каломелью. Какие свойства проявляют ионы Hg2+ и [Hg2]2+?
Окислительно-восстановительные свойства элемента в различных степенях окисления
Опыт 6. Восстановительные свойства аммиака.
В пробирку внести 4-5 капель раствора аммиака, добавить 3-4 капли бромной воды. Наблюдать обесцвечивание раствора. Написать уравнение реакции взаимодействия аммиака с бромом. Аммиак окисляется до азота.
Опыт 8. Окисление нитрита калия.
В одну пробирку внести 3-4 капли раствора перманганата калия, в другую – столько же капель раствора дихромата калия. Растворы подкислить 2-3 каплями раствора серной кислоты и добавить в них несколько кристаллов нитрита калия. Наблюдать изменение цвета растворов в обеих пробирках. Написать уравнения реакций. Какие свойства проявляет нитрит калия в этих реакциях?
Опыт 9. Восстановление нитрата калия.
В пробирку с 3-4 каплями расвора нитрата калия добавить столько же капель раствора гидроксида калия и 1 микрошпатель цинковой пыли. Если реакция идет медленно, то содержимое пробирки осторожно нагреть. В пары реакционной смеси внести влажную индикаторную бумагу. Какой цвет приобрела бумага и почему? Написать уравнение реакции взаимодействия цинка с нитратом калия в щелочной среде.
Примеры расчета коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций на основе электронного баланса
Если известны исходные вещества и продукты реакций, то можно рассчитать коэффициенты уравнений, исходя из степеней окисления элементов исходных веществ и продуктов. Отражающие изменение степеней окисления схемы называют уравнениями электронного баланса.
Рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций, а также последовательность, которой надо придерживаться при составлении соответствующих уравнений реакций.
Пример 1. При окислении сероводородной кислоты хлором образуются серная и соляная кислоты:
H2S + Cl2 → H2SO4 + HCl
Степени окисления изменяют элементы сера и хлор:
S -2 – 8 e- = S+6 1 x 8 = 8
Cl2 + 2 e- = 2Cl- 4 x 2 = 8
S-2 + 4Cl2 = S+6 + 8Cl-
Поскольку в суммарном уравнении кислород не содержится, следует считать, что при окислении сероводородной кислоты хлором участвует вода:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
Пример 2. При окислении сульфата железа (II) дихроматом калия в сернокислой среде образуются сульфаты железа (III), хрома (III) и калия:
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Степени окисления изменяются у железа и хрома. Электронные схемы целесообразно составлять сразу на два атома хрома и два атома железа – это обусловлено наличием среди продуктов Fe2(SO4)3 и Cr2(SO4)3 .
2 Fe+2 – 2e- = 2Fe+3 3 х 2 = 6
2Cr+6 + 6e- = 2Cr+3 1 х 6 = 6
6Fe+2 + 2Cr+6 = 6 Fe3+ + 2Cr+3
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Справа от знака равенства 13 сульфат-ионов, поэтому перед H2SO4 ставим коэффициент 7 и далее коэффициент 7 перед Н2О.
В заключение следует отметить, что расставлять коэффициенты в уравнениях с помощью схем электронного баланса можно для окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами, расплавами и растворами.
Примеры расчета коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций с помощью ионно-электронных схем
Используя схемы электронного баланса, можно поставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции к окислителю, восстановителю и восстановленной и окисленной формам.
Ионно-электронные схемы дают возможность поставить коэффициенты и к ионам Н+ и ОН-, и к молекулам Н2О. Ионно-электронные схемы удобно применять для реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов, например, KCNS или СН3СН2ОН.
При составлении уравнений полуреакций малорастворимые соли, слабые электролиты и газообразные вещества следует писать в молекулярном виде. Ионно-электронные схемы составляются различно в зависимости от реакции среды.
Реакции в среде сильных кислот. Если окислительно-восстановительная реакция происходит в среде, содержащей сильную кислоту, то в ионно-электронных полуреакциях рационально применять в случае необходимости только ионы водорода и молекулы воды.
При этом если нужно отнять у соединения атом кислорода, то его связывают в молекулу Н2О:
ЭОn + 2H+ ЭОn-1 + Н2О
а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу Н2О, при этом освобождается два иона Н+:
ЭОn + Н2О ЭОn+1 + 2H+
Пример 1. При окислении сульфита натрия азотной кислотой получается сульфат натрия и оксид азота (II):
Na2SO3 + HNO3 Na2SO4 + NO
При этом сульфит-ион переходит в сульфат-ион:
SO32- + Н2О – 2e- = SO42- + 2H+ *
*Так как общий заряд левой части полуреакции равен 2-, а правой – нулю, то такой переход описывается потерей двух электронов.
Нитрат-ион переходит в NO:
NO3- + 4H+ +3e- = NO + 2Н2О
О бъединим обе полуреакции:
SO32- + Н2О – 2e- = SO42- + 2H+ 3 х 2 = 6
NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2Н2О 2 х 3 = 6
3SO32- + 3Н2О + 2NO3- + 8H+ = 3SO42- + 6H+ + 2NO + 4Н2О
Приведем подобные
3SO32- + 2NO3- + 2H+ = 3SO42- + 2NO + Н2О
Таким образом, общее уравнение реакции имеет вид:
3Na2SO3 + 2HNO3 = 3Na2SO4 + 2NO + Н2О
Пример 2. При окислении пероксида водорода дихроматом калия в сернокислой среде образуются сульфат хрома (II) и кислород:
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + O2 + ….
Ионно-электронная схема имеет вид:
C r2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7Н2О 1 х 6 = 6
H2O2 - 2e- = O2 + 2Н+ 3 х 2 = 6
Cr2O72- + 3H2O2 +14H+ = 2Cr3+ + 3O2 + 6Н+ + 7Н2О
Cr2O72- + 3H2O2 +8H+ = 2Cr3+ + 3O2 + 7 Н2О
Окончательное уравнение реакции:
K2Cr2O7 +3H2O2 +4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3O2 +7 Н2О + К2SO4
В ионно-электронных схемах не отражаются ионы К+, которые дописываются в правую часть в виде К2SO4.
Реакции в среде сильных оснований. Если окислительно-восстановительная реакция происходит в среде, содержащей сильное основание, то в ионно-электронных полуреакциях рационально применять в случае необходимости только гидроксид-ионы и молекулы воды.
При этом если нужно отнять у соединения атом кислорода, то добавляют молекулу Н2О и освобождаются два гидроксид-иона:
ЭОn + Н2О ЭОn-1 + 2(ОH-)
а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют два гидроксид-иона и получается молекула воды:
ЭОn + 2(ОH-) ЭОn+1 + Н2О
Пример 3. При окислении серы в среде гидроксида натрия гипохлоритом натрия получают сульфат и хлорид натрия:
S + NaClO + NaOH Na2SO4 + NaCl
Ионно-электронная схема имеет вид:
S + 8(OH-) - 6e- = SO42- + 4Н2О 1 х 6 = 6
ClO-+ Н2О +2e- = Cl- + 2(OH-) 3 х 2 = 6
S + 8(OH-) + 3ClO-+ 3Н2О = SO42- + 4Н2О + 3Cl- + 6(OH-)
S + 2(OH-) + 3ClO- = SO42- + 3Cl- + Н2О
Окончательное уравнение реакции:
S + 3NaClO + 2NaOH = Na2SO4 + 3NaCl + Н2О
Контрольные вопросы и задачи
Используя метод электронного баланса, написать уравнения реакций внутримолекулярного окисления-восстановления и диспропорционирования:
а) Na2SO3 Na2S + ….
б) GeCl 2 Ge + …
в) S + Na2CO3 Na2S + CO2 + …
г) Bi(NO3) 3 Bi2O3 + NO2 + O2
2. Используя метод электронного баланса, написать уравнения реакций межмолекулярного окисления-восстановления:
а) KI + H2SO4 I2 + H2S + …
б) KI + Cl2 + KOH KIO3 + …
в) PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3 Pb(NO3)2 + …
г) KBiO3 + HCl BiCl3 + …
д) HgCl2 + SnCl2 + HCl Hg2Cl2 + …
Используя ионно-электронный метод, написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в различных средах:
в кислой среде:
а) Mg + H2SO4 MgSO4 + H2S + …
б) Zn + H2SO4 ZnSO4 + S + …
в) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + ….
г) Sn + HNO3 SnO2 + NO + ….
д) Р + HNO3 H3PO4 + NO2 + ….
в щелочной среде:
а) Cl2 + KOH KCl+ KClO3
б) S + KOH K2S + K2SO3
в) CrCl3 + H2O2 + KOH K2CrO4 + …
г) P + Ba(OH)2 + H2O PH3 + Ba(H2PO2)2
в нейтральной среде:
а) K2MnO4 + H2O MnO2 + KMnO4 + ….
б) Cl2 + I2 + H2O HIO3 + HCl
Cколько граммов SnCl2.2H2O нужно взять для приготовления 200 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л? Какова молярная концентрация приготовленного раствора?
Oтвет: 2,26 г; 0,05 моль/л.
Какой объем раствора HCl (d=1,19 г/см3) с массовой долей 38% и сколько граммов кристаллического MnO2 нужно взять для получения 1,12 л хлора (н.у.)?
Ответ: 16,13 мл; 4,35 г.
Какой объем раствора иода с молярной концентрацией эквивалента 0,05 можно восстановить 1/16 H2S моль (н.у.)?
Ответ: 2,5 л.
Сколько граммов KBr и KBrO3 нужно взять, чтобы полученным бромом окислить в сернокислом растворе 0,1 моль FeSO4?
Ответ: 9,9 г KBr и 2,8 г KBrO3.
Какой объем кислорода выделиться (н.у.) из H2O2, если на него подействовать 2,1 г кристаллического MnO2 в сернокислом растворе?
Ответ: 540 мл.
Какой объем раствора H2O2 (d=1,01 г/ см3) с массовой долей 3,4% следует взять, чтобы выделить 1,3 г иода из раствора KI в присутствии серной кислоты?
Ответ: 5 мл.