Опыт 4. Получение и химические свойства солей

а) Получение средних солей реакцией обмена

В две пробирки налейте соответственно по 1 мл 1 М растворы сульфата и карбоната натрия. В каждую добавьте по 1 мл 1 М раствора хлорида бария. Объясните наблюдаемые явления. Что является признаком протекания этих реакций? Добавьте в обе пробирки концентрированной соляной кислоты. Чем объясняется различное поведение осадков? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

б) Получение основных солей и их свойства

К 2 мл 1 М раствора сульфата кобальта(II) прилейте по каплям раствор гидроксида натрия до образования синего осадка.

Составьте уравнение реакции образования основной соли (СоОН)₂SО₄. Полученный осадок разделите на две части. В одну пробирку добавьте раствор щелочи до изменения цвета осадка, в другую – раствор серной кислоты до его растворения. Отметьте цвет полученного осадка и образовавшегося раствора. Составьте уравнения реакций превращения основной соли в основание Со(ОН)₂ и основной соли в среднюю СоSО₄.

в) Свойства кислых солей

К полученному в опыте 1,г) раствору прилейте несколько капель известковой воды. Запишите наблюдения. Составьте уравнение реакции превращения кислой соли в среднюю в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

г) Взаимодействие солей с металлами

Налейте в две пробирки по 1 мл соответственно 1 М растворы сульфатов цинка и меди(II). В первую пробирку опустите кусочек меди, а во вторую – кусочек цинка. Что наблюдается? В какой из пробирок заметны изменения, свидетельствующие о происходящей реакции? Отметьте положение меди и цинка в электрохимическом ряду напряжений металлов. Сделайте обобщающий вывод о взаимодействии растворов солей с металлами. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы. Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ; освоение методик составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Численно эта характеристика может иметь положительное, отрицательное, нулевое, а также целое или дробное значение.

Основные положения теории ОВР состоят в следующем.:

1. Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещество (ион, атом, молекула), отдающее электроны, называется восстановителем. В процессе реакции восстановитель окисляется, а значение его с.о. повышается.

2. Восстановление – это процесс присоединения электронов. Вещество (ион, атом, молекула), принимающее электроны, называется окислителем. В процессе ОВР окислитель восстанавливается, а значение его с.о. понижается.

3. В замкнутой системе число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. На этом принципе основан способ расстановки коэффициентов в ОВР методом электронного баланса.

4. Восстановление и окисление – два неразрывно связанных процесса: не существуют один без другого.

Типичные восстановители: почти все металлы; некоторые неметаллы (Н₂, С, Р, Si); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления (НСl, НВr, НI, Н₂S, NН₃, РН₃ и др.); катионы, с.о. которых может возрастать (Sn²⁺, Fe²⁺, Cu¹⁺ и др.).

Типичные окислители: O₂; O₃; галогены (F₂, Cl_2, Br₂, I₂); сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления (KMnO₄, HNO₃, K₂Cr₂O₇, PbO₂, H₂SO_4(конц), KClO₃ и др.); катионы, с.о. которых может понижаться (Au³⁺, Fe³⁺, Hg²⁺ и др.).

Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем и восстановителем (H₂SO₃, HNO₂ и их соли, MnO₂, H₂O₂ и др.).

Различают следующие типы ОВР.

1. Межмолекулярные ОВР – элементы, изменяющие с.о., находятся в составе разных веществ.

.

2. Внутримолекулярные ОВР – разные элементы окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества.

.

3. Реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается.

.

Частный случай таких реакций – реакции конмутации. Это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления, продуктом реакции является вещество с промежуточной с.о. данного элемента.

.

Существует два метода подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса. При подборе коэффициентов этим методом вначале составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили значение с.о.:

.

Далее составляют уравнения процессов окисления и восстановления:

| 2 | 1 окисление, С – восстановитель,

| 4 | 2 восстановление, H₂SO₄ – окислитель.

Поскольку число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, должно быть равным, то методом наименьшего общего кратного находят дополнительные множители для процессов окисления и восстановления. Найденные множители проставляют перед формулами веществ, участвующих в процессах окисления и восстановления. Затем уравнивают числа атомов элементов, которые не изменили с.о. Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь: вначале водорода по воде, а затем проверяют числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения:

C + 2 H₂SO_4(конц)  CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂O.

Равенство чисел атомов кислорода в обоих частях уравнения свидетельствует о том, что уравнение составлено правильно.

Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций). Этот метод применяют при составлении уравнений ОВР, протекающих в растворе. При использовании данного метода с.о. элементов не определяют, а рассматривают ионы и молекулы в том виде, в каком они существуют в растворе, т.е. слабые электролиты или малорастворимые вещества записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов. При этом учитывают, что в водной среде в реакции могут участвовать ионы Н⁺, ОН^– и молекулы Н₂О.

При применении ионно-электронного метода следует помнить, что атомы кислорода, содержащиеся в избытке в ионах окислителя, в кислой среде связываются с ионами водорода (на один атом кислорода расходуется два иона водорода):

+ 8 H⁺  Mn²⁺ + 4 H₂O,

а в нейтральной и щелочной средах переводятся в гидроксид-ионы (на один атом кислорода расходуется одна молекула воды):

.

Малокислородные ионы-восстановители в кислой и нейтральной средах переходят в более кислородные за счет кислорода из воды:

,

а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов (два гидроксид-иона дают атом кислорода):

.

Например, для реакции, представленной схемой:

SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

составим полуреакции окисления и восстановления:

SO₂ + 2 H₂O – 2 е^–  + 4 H⁺ | 3 | окисление,

+ 14 H⁺ + 6 е^–  Сr³⁺ + 7 H₂O | 1 | восстановление.

Суммарное уравнение реакции с учетом равенства отданных и принятых электронов имеет вид:

3 SO₂ + 6 H₂O + +14 H⁺  3 +12 H⁺ + 2 Сr³⁺ + 7H₂O.

После сокращения и приведения подобных членов общее ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид:

3 SO₂ + + 2 H⁺  3 + 2 Сr³⁺ + H₂O.

Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, нужно к каждому аниону приписать соответствующий катион, а к каждому катиону – анион:

3 SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Достоинства метода ионно-электронного баланса заключаются в том, что при составлении уравнений ОВР учитываются реальные состояния частиц в растворе и роль среды в протекании процессов, нет необходимости использования формального понятия степени окисления.