Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Уфимский государственный нефтяной технический университет»

филиал УГНТУ в г. Салавате

Кафедра химико-технологических процессов

Общая и неорганическая химия

«Окислительно-восстановительные реакции»

Отчёт по лабораторной работе №6

ХТП–240403.65–1.06.000 ЛР

Исполнитель:

студент гр. ТП–07–21

Руководитель:

Доцент, к.б.н. И.Н. Михольская

Салават 2007

Экспериментальная часть Опыт 1.

а) Окисление иодид-иона хлором

К 3 каплям раствора иодида калия добавили 6 капель хлорной воды. Выделился иод - янтарно-коричневый осадок.

KI + Cl₂ → KCl + I₂

^{K+ + I- +Cl20 → K+ + Cl- + I20}

2I- - 2e- → I20	1
Cl20 + 2e- → 2Cl-	1

2I^- + Cl₂⁰ → I₂⁰ + 2Cl^-

-2 → -2

2KI + Cl₂ → 2KCl + I₂

б) Окислительные свойства серной кислоты. Взаимодействие разбавленной кислоты с металлами.

Поместили в одну пробирку кусочек медной стружки, в другую один микрошпатель порошка цинка, а в третью – кусочек магниевой ленты и прибавили в каждую пробирку по 6-8 капель 10% (2 н) раствора серной кислоты.

Реакции взаимодействия серной кислоты с медью не происходит.

Реакция взаимодействия серной кислоты с магнием:

Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑

Mg⁰ + 2H⁺ + SO₄^-2 →Mg⁺² + SO₄^-2 + H₂⁰

Mg0 – 2e- →Mg+2	1
2H+ + 2e- → H20	1

Mg⁰ + 2H⁺ → Mg⁺² + H₂⁰

+2 → +2

Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑

Реакция взаимодействия серной кислоты с цинком:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Zn⁰ + 2H⁺ + SO₄^-2 → Zn⁺² +SO₄^-2 + H₂↑

Zn0 – 2e- → Zn+2	1
2H- + 2e- → H20	1

Zn⁰ + 2H⁺ → Zn⁺² + H₂

+2→+2

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

В обоих случаях роль окислителя по отношению к металлам является ион H⁺.

в) Окислительные свойства перманганата калия. Окисление сульфида натрия перманганатом калия в кислой среде.

Налили в пробирку 2-3 капли раствора перманганата калия, такой же объем разбавленной 2н серной кислоты, а затем прибавляли по каплям раствор сульфида натрия до полного обесцвечивания раствора.

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂S → MnSO₄ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

pH<7, H⁺, H₂O;

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O	8
S-2 + 4H2O – 8e- → SO4-2 + 8H+	5

8MnO₄^- + 64H⁺ + 5S^-2 + 20H₂O → 8Mn⁺² + 32H₂O + 5SO₄^-2 + 40H⁺

8MnO₄^- + 24H⁺ + 5S^-2 → 8Mn⁺² + 12H₂O + 5SO₄^-2

-8 + 24 – 10 → +16 – 10

+6 → +6

8KMnO₄ + 12H₂SO₄ + 5Na₂S → 8MnSO₄ + 4K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 12H₂O

В кислой среде Mn принимает степень окисления +2, выполняя роль окислителя. Сульфид натрия выполняет роль восстановителя. Серная кислота определяет кислотность среды.

г) Окислительные свойства галогеноводородов и окисление сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной и щелочной среде.

KMnO₄ + Na₂SO₃ → реакция не идет

KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

pH>7, OH^-, H₂O;

MnO4- + e- → MnO4-2	2
SO3-2 + 2OH- - 2e- → SO4-2 + H2O	1

2MnO₄^- + SO₃^-2 + 2OH^- → 2MnO₄^-2 + SO₄^-2 + H₂O

-2 - 2 - 2→ -4 -2

-6 → -6

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Окраска меняет фиолетовый цвет на темный, что связано с восстановлением марганца от Mn⁺⁷ до Mn⁺⁶. Темный цвет раствору придают ионы MnO₄^-2. Перманганат-ион при pH>7 восстанавливается до иона MnO₄^-2; при pH<7 восстанавливается до Mn⁺². Перманганат-ион проявляет более высокую окислительную активность в кислой среде