Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
92
1. Алгебраическая сумма степеней окисления любого соединения
равна нулю, т.е. молекула в целом электронейтральна.
2. Степень окисления простых веществ равна нулю.
3. Степень окисления фтора во всех соединениях равна –1 (F-1).
4. Степень окисления кислорода во всех соединениях равна –2 (О
2
), за исключением пероксидов (соединений, имеющих группи-
ровку атомов, -О-О-), где степень окисления кислорода равна –
1(Н – О-1-О-1-Н) и оксифторида OF2, где степень окисления кислорода равна +2 (О+2).
5. Степень окисления водорода во всех соединениях равняется +1
(Н+), за исключением гидридов металлов (LiH, СаН2), где степень
окисления водорода равняется –1 (Н-1).
6. Постоянную степень окисления в химических соединениях име-
ют металлы I группы периодической системы элементов
Д.И.Менделеева, главной подгруппы IА (+1) и металлы II группы, главной подгруппы IIА (+2).
-
7. Номер группы в периодической системе элементов
Д.И.Менделеева показывает максимальную степень окисления
элемента в соединениях (как правило).
8. В бинарном химическом соединении элемент с большей электро-
отрицательностью имеет отрицательную степень окисления, а
элемент с меньшей электроотрицательностью – положительную
степень окисления.
Под электроотрицательностью понимают способность атома в
химическом соединении оттягивать на себя общую электронную пару.
Наибольшей электроотрицательностью обладает фтор. По периоду слева
направо наблюдается рост электроотрицательности, а в группах и подгруппах сверху вниз электроотрицательность падает.
93
Процесс окисления-восстановления – процесс взаимный, если какоелибо вещество (точнее элемент) окисляется, то другое вещество (точнее
элемент) восстанавливается. Окислителем называется вещество, содержащее элемент, способный присоединить электроны. Восстановителем называется вещество, содержащее элемент, способный отдавать электроны.
Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс присоединения электронов.
В ходе окислительно-восстановительной реакции окислитель – восстанавливается, а восстановитель – окисляется. В процессе проведения
любой окислительно-восстановительной реакции происходит процесс передачи электронов от восстановителя к окислителю.
Типичные окислители: HNO3 (разб. и конц.), H2SO4 (конц.), HMnO4
и ее соли, HClO4 и ее соли, H2Cr2O7 и ее соли, H2CrO4 и ее соли, KBrO3,
H2O2 и ее соли, F2, O2, Cl2, Br2 и др. ионы, содержащие металлы в высшей
степени окисления (Ti4+, Fe3+, Cu2+ и др.).
Типичные восстановители: H2S и ее соли, NH3, HCl, HBr, HI и их соли, металлы в виде простых веществ (Fe, Cu, Zn, Co, Ni и др.) ионы, содержащие металлы в низшей степени, окисления (Ti2+, Fe2+, Cu+, Sn2+ и
др.), ионы, содержащие элементы в промежуточной степени окисления
(N+3O
-
, S+4O
2
2-
и др.).
3
Вещества с окислительно-восстановительной двойственностью: I2,
H2O2, ионы, содержащие элементы в промежуточной степени окисления
(N+3O
-
, S+4O
2
2-
и др.).
3
Для логичного подбора коэффициентов и уравнивания окислительно-восстановительных реакций с записью полуреакций методом электронно-ионного баланса необходимо:
1. Определить вещества, атомы которых меняют степень окисления
в ходе реакции.
94
2. При составлении полуреакций с участием атомов, изменяющих
степень окисления, сильные электролиты изображаются в виде
отдельных ионов, а слабые электролиты - в виде целых молекул.
3. При составлении полуреакций с участием сложных ионов, со-
держащих кислородосодержащие частицы:
а) в кислой среде, к окислителю или окисленной форме добавляются
ионы водорода (Н+), а к восстановителю или восстановленной форме
– молекулы воды (Н2О);
в) в щелочной среде, к окислителю или окислительной форме добав-
ляются молекулы воды (Н2О), а к восстановителю или восстанов-
ленной форме – гидроксид-ионы (ОН-).
4. Уравнивается количество электронов, принятых и отданных.
5. Складываются левые и правые части полуреакций с учетом ко-
эффициентов, уравнивающих количество принятых и отданных
электронов.
6. Проводится сокращение подобных членов в левой и правой час-
тях уравнения реакции в ионном виде.
7. Полученные коэффициенты в уравнении реакции в ионном виде
переносятся в основное или молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
8. Уравнивается количество атомов элементов в левой и правой
частях уравнения реакции, степень окисления которых не менялась в ходе реакции, если это необходимо.
9. Проверяется количество атомов кислорода в левой и правой час-
тях уравнения реакции. Если количество атомов кислорода слева
и справа совпадает, то уравнение реакции написано правильно.
Молярная масса электрохимического эквивалента вещества в окислительно-восстановительных реакциях вычисляется как отношение
молярной массы вещества в граммах, отнесенной к числу отданных
95
Кислая среда – Mn2+
Mn+7 O
4
-
Нейтральная среда - Mn+4O2
Щелочная среда - Mn+6O
4
2-
;/6,31
5
158
5
4
4
мольг
M
Мэ
KMnO
KMnO
;/7,52
3
4
4
мольг
M
Мэ
KMnO
KMnO
мольг
M
Мэ
KMnO
KMnO
/158
1
4
4
или принятых электронов. Так, молярная масса эквивалента KMnO4
изменяется в зависимости от продуктов его восстановления следующим образом:
(в кислой среде)
(в нейтральной среде)
(в щелочной среде)
Экспериментальная часть
Выполняя опыты, изучите каждую окислительно-восстановительную реакцию, для чего определите степень окисления участвующих элементов.
Составьте электронно-ионные уравнения и расставьте коэффициенты в
уравнениях.
Запишите видимые признаки реакции, укажите окраску образующихся
веществ и названия химических соединений.
96
O
H
SO
K
MnSOSO
H
SO
K
KMnO
2
4
2
44
2
3
2
4
O
H
SO
K
MnO
K
KOHSO
K
KMnO
2
4
2
4
2
3
2
4
KOHSO
K
MnOO
H
SO
K
KMnO
4
2
2
2
3
2
4
SOCrSO
H
OCr
2
4
32
3
2
72
2
SOCrOSOOHOCr
2
42
2
3
2
4
Влияние кислотности среды на протекание окислительно-восстановительной реакции.
Опыты №1-3. В три пробирки внести по 6-8 капель раствора сульфита
калия или натрия. В одну пробирку прилить равный объем раствора
H2SO4, в другую – щелочи, в третью – воды. В пробирки влить по 2 капли
раствора перманганата калия и наблюдать изменение окраски растворов.
Составить уравнения реакций. Учитывая, что растворы соединений марганца (II) имеют зеленую окраску, а двуокись (гидроксид) марганца в воде
труднорастворима.
1.
2.
3.
Опыты №4-5. Налейте в две пробирки по 3-4 капли раствора бихрома-
та калия, добавьте в одну из них 3-4 капли 2Мэ раствора H2SO4, в другую
– 3-4 капли 2Мэ раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета
раствора во второй пробирке. Добавьте в обе пробирки по 3-4 капли раствора сульфита натрия. Объясните наблюдаемые явления. Напишите
уравнения реакций, используя следующие схемы:
Вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя.
Объясните, используя величины восстановительных потенциалов, почему
ион CrO
2-
в данном опыте превращается в CrO
4
-
.
2
97
O
H
SO
K
KNOSOCrSO
H
KNOOCr
K
2
4
2
3
3
424
2
272
2
2
e
HMnOO
H
Mn
5
8
4
4
2
2
5
NaOHBi
e
HNaBiO
3
2
6
2
3
3
NaOHBiMnO
H
NaBiOMn 5752
14
52
2
3
43
2
O
H
OSO
K
MnSOSO
H
O
H
KMnO
2
24
2
44
2
2
2
4
Окислительно-восстановительная двойственность веществ.
Опыт №6. Ввести в пробирку 3-4 капли раствора дихромата калия и 6-8
капель раствора серной кислоты. В подкисленный раствор добавить 8-10
капель раствора нитрита калия или натрия. Чем объяснить изменение окраски раствора? Дать объяснение и составить уравнение реакции:
Опыт №7. В пробирку вносят 3 капли раствора MnSO4 (0,5Мэ), добавляют 3 капли HNO3 (4Мэ) и микрошпатель твердой соли висмутата натрия
(NaBiO3). (Висмутат натрия добавляется в избытке и на холоду). Раствор
перемешивают. Через некоторое время появляется вишнево-фиолетовое
окрашивание, характерное для MnO
MnO
-
- ион разлагается, образуя осадок гидратированного MnO2. Хлори-
4
-
- иона. При нагревании раствора
4
ды и бромиды препятствуют этой реакции.
Схема реакции:
Опыт №8. Ввести в пробирку 2-3 капли раствора перманганата калия и 68 капель серной кислоты. В подкисленный раствор добавить 8-10 капель
пероксида водорода или несколько кристаллов Na2O2 (пероксида натрия).
Обратите внимание на выделение газа и изменение окраски раствора.
Составьте уравнение реакции:
98
O
H
SO
K
JSO
H
KJO
H
2
4
2
24
2
2
2
Опыт №9. Ввести в пробирку 4-5 капель иодида калия и столько же рас-
твора серной кислоты. В подкисленный раствор добавить 5-6 капель пероксида водорода или несколько кристалликов пероксида натрия – Na2O2.
Записать наблюдения. Составьте уравнение реакции:
В качестве какого реагента выступает пероксид водорода в опытах
№8 и №9?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №10
Химические источники тока и электролиз.
Теоретическая часть
Химические источники тока (ХИТ) – гальванические элементы, представляющие собой устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции самопроизвольно превращается в электрическую. Непременное условие работы ХИТ – разделение единого окислительно-восстановительного процесса на процесс окисления и процесс восстановления. Оба процесса протекают в ХИТ на различных пространственно разделенных металлах, называемых электродами. Электрод, на котором происходит процесс восстановления называется катодом, а электрод, на котором происходит процесс окисления – анодом.
Электродом называют любой металл, погруженный в воду или в раствор
электролита.
Разность электростатических потенциалов – двойного электрического слоя
на границе между металлом и раствором – называют электродным по-
99
0
000
/2
2
В
Н
Н
Me
nF
RT
n
MeMeMeMe
nn
ln
0
//
MeMe
n|
0
|
MeMe
n
тенциалом. Электродный потенциал, соответствующий состоянию равновесия (равенство скоростей перехода ионов в раствор и обратно), называется равновесным потенциалом.
Абсолютное значение электродного потенциала определить трудно, поэтому измеряют его относительное значение. Обычно электродные потенциалы измеряют по отношению к стандартному водородному электроду,
потенциал которого условно принимают за нуль
.
Для сравнительной характеристики металлов пользуются понятием стандартный электродный потенциал металла.
Стандартным электродным потенциалом металла называют потенциал, который возникает на границе между металлом и раствором его соли с
концентрацией ионов металла, равной 1м/л, при стандартных условиях
(температура 298 К и давление 101,3 кПа).
Потенциал металла зависит от концентрации его ионов в растворе. Если
концентрация ионов в растворе не равна 1м/л, тогда значение равновесного потенциала металлического электрода рассчитывается по уравнению
Нернста:
(41)
где
- равновесный электродный потенциал металла;
- стандартный электродный потенциал металла;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314Дж/мольК;
F – число Фарадея, равное 96500 Кл;
n – заряд иона металла или количество электронов принятых ионом
металла или отданных металлом;
100
Me
n
ак
Е
0
|
MeMe
n
- концентрация иона металла в растворе, м/л.
Формулу Нернста можно применять только к металлам, находящимся в
растворах своих солей.
Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента равна разности
потенциалов катода и анода при отсутствии тока в цепи:
(42)
В процессе работы ХИТ потенциалы электродов изменяются. Всякое отклонение потенциала электрода от его равновесного значения называется
поляризацией. Поляризация электродов приводит к уменьшению ЭДС и
препятствует нормальной работе гальванического элемента, поэтому на
практике ее устраняют. Процесс уменьшения поляризации электродов называют деполяризацией, а вещества или ионы, применяемые для этой цели, -деполяризаторами.
Электролиз – процесс раздельного окисления или восстановления на
электродах, происходящих за счет работы постоянного электрического тока от внешнего источника.
В этом случае электрическая энергия переходит в химическую. На
катоде происходит процесс восстановления, на аноде – процесс окисления.
Если в растворах или расплавах электролитов одновременно находятся различные катионы и различные анионы, то при прочих равных условиях разряд их на электродах происходит в определенной последовательности.
На катоде в первую очередь будет восстанавливаться катион металла, имеющий более высокий стандартный окислительновосстановительный или электродный потенциал (см.табл.6). Чем выше бу-
дет
, тем легче будут разряжаться катионы металлов.
101
В
НН
41,0
10lg
1
059,0
0
7
2
0
2
ОН
Н
е
О
Н
2
2
2
22
Н
е
Н
2
2
2
При электролизе разбавленных растворов солей катодные процессы
будут определяться величиной электродного потенциала металла, которые
необходимо сравнивать с величиной потенциала восстановления ионов
водорода.
В воде /рн=7/ [Н+]=10-7 г-ион/л
1. Если электролит образован металлом, электродный потенциал
которого значительно положительнее, чем –0,41 в, то на катоде
будут разряжаться катионы металла. В ряду напряжений такие
металлы находятся вблизи водорода / от олова / и после него.
2. Если металл электролита имеет потенциал более отрицательный,
чем –0,41 в, то на катоде будут разряжаться не катионы металла,
а водород воды (металлы начала ряда напряжений / до титана /:
(в нейтральной или щелочной среде)
(в кислой среде)
3. Если потенциал металла близок к величине –0,41 в, /металлы
средней части ряда напряжений – Zn, Cr,Fe,Cd,Ni/, то возможно
как восстановление металла, так и выделение водорода. Часто
эти процессы идут одновременно.
На аноде в первую очередь будет окисляться та восстановленная форма,
которая будет иметь наименьшее значение стандартного окислительновосстановительного потенциала. На инертном аноде (угольном, графитовом, платиновом) в первую очередь окисляются бескислородные анионы.
Если же соль имеет кислородосодержащий анион, то на аноде окисляется
вода с выделением кислорода:
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]