МИНОБРНАУКИ РОССИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Факультет общих математических

и естественнонаучных дисциплин

ХИМИЯ

Лабораторный практикум

Часть 3

Учебное пособие

Череповец

2011

Рассмотрено на заседании кафедры естественнонаучных дисциплин, прото

ББК 24

УДК 54

Х46

кол № 1 от 29.08.11 г.

Одобрено УМС ГОУ ВПО ЧГУ, про- токол № 4 от 23.12.11 г.

Х46

Химия: Лабораторный практикум. Ч. 3 / Г.А. Котенко, О.А. Калько, Ю.С.  Кузнецова, С.Н. Балицкий, О.В. Ульянова, Н.В. Кунина: Учеб. пособие. – Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2011. – 74 с. – ISBN 978–5–85341–420–4.

В настоящем учебном пособии представлены лабораторные работы по важнейшим разделам курса химии.

Пособие соответствует Государственному образовательному стандарту и учебным программам курсов общей и неорганической химии для студентов химических и нехимических специальностей вузов.

Рецензенты: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ); Т.А. Окунева, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

Научный редактор: В.А. Котенко, канд. техн. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ)

© Коллектив авторов, 2011

©

ISBN 978–5–85341–420–4

ГОУ ВПО «Череповецкий госудаственный университет», 2011

Введение

Настоящий лабораторный практикум предназначен для студентов тех специальностей, в учебных планах которых содержатся дисциплины «Химия», «Общая химия», «Общая и неорганическая химия», «Неорганическая химия». Он охватывает важнейшие разделы типовой программы указанных курсов. В часть 3 включены работы по темам: «Окислительно-восстановительные реакции», «Гальванические элементы», «Электролиз», «Коррозия металлов», «Электропроводимость растворов электролитов».

Лабораторные работы включают в себя: цель работы, основные теоретические положения, порядок выполнения работы и контрольные задания.

При выполнении лабораторных работ студенты знакомятся с измерительными приборами, с некоторыми методами исследования, а также с основными приемами обработки экспериментальных результатов.

Опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что формирует у обучаемых самостоятельность в решении поставленных задач. Для закрепления изученного материала студенту также следует ответить на один из вариантов контрольного задания.

Работа 1 окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: сформировать навыки записи схем и подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных процессов, познакомиться с различными типами окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

Основные теоретические положения

Окислительно-восстановительными реакциям называются химические процессы, при протекании которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов.

Степень окисления элемента (С.О.) – это число электронов смещенных к данному атому от других (отрицательная С.О.) или от данного атома к другим (положительная С.О.) в химическом соединении или ионе. Таким образом, степень окисления показывает условный заряд атома или иона в соединении. Степень окисления записывают арабскими цифрами с предшествующим знаком «+» или «–» над символом элемента.

Например, в соединении хлорид бария это будет выглядеть слелующим образом: .

При определении С.О. элементов в различных веществах можно руководствоваться следующими правилами:

1. С.О. элемента в простом веществе равна нулю. Например: , .

2. С.О. элемента в ионном соединении равна заряду иона, например: , , .

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательную С.О. имеет атом с наибольшим значением электроотрицательности (ЭО). Некоторые элементы склонны проявлять постоянную С.О. в различных веществах, например:

- у фтора С.О. равна «–1» во всех соединениях;

- у кислорода – «–2», за исключением пероксидов, где его С.О. = –1, надпероксидов (С.О. = –1/2), озонидов (С.О. = –1/3) и в соединении ОF₂ (С.О. = +2);

- у водорода – «+1», за исключением солеобразных гидридов (С.О. = –1), например ;

- у щелочных и щелочно-земельных металлов С.О. = +1 и +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма С.О. всех элементов в нейтральной молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.

Большинство элементов в веществах способны проявлять различные степени окисления. Например, у азота в следующих веществах С.О. изменяется от -3 до +5:

.

Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) состоит из двух сопряженных процессов:

1. Окисление – это процесс отдачи электронов частицей, который приводит к повышению С.О. элемента

2. Восстановление – это процесс приема электронов частицей, который сопровождается уменьшением С.О. элемента

Вещества, отдающие свои электроны в процессе окисления, называются восстановителями, а вещества, принимающие электроны в процессе восстановления, являются окислителями. Если обозначить через Ох окисленную форму вещества, а через Red – восстановленную, то любая ОВР может быть представлена в виде суммы двух процессов:

Red₁ – nē  Ox₁ (окисление);

Ox₂ + nē  Red₂ (восстановление).

Проявление тех или иных окислительно-восстановительных свойств атомов зависит от многих факторов, важнейшие из которых – положение элемента в периодической системе, его С.О. в веществе, характер свойств, проявляемых другими участниками реакции. По окислительно-восстановительной активности вещества принято делить на три группы:

1. Типичные восстановители – это простые вещества, атомы которых имеют не высокие значения ЭО, например металлы, водород, углерод, а также частицы, в которых имеются атомы в минимальной (низшей) для них степени окисления, например хлор в соединении .

2. Типичные окислители – это простые вещества, атомы которых характеризуются высокой ЭО, например фтор и кислород, а также частицы, в составе которых имеются атомы в высшей (максимальной для них) С.О., например хром в соединении .

3. Вещества, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью свойств – это многие неметаллы, например сера и фосфор, а также вещества, содержащие элементы в промежуточной С.О., например марганец в соединении .

Окислительно-восстановительные реакции принято делить на три типа:

1) межмолекулярные – это реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества. Например

,

2) внутримолекулярные – это реакции, где окислителем и восстановителем являются атомы различных по природе элементов одной и той же молекулы. Например

,

3) реакции диспропорционирования (иначе самоокисления-самовосстановления или дисмутации) – это реакции, в ходе которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента, находящегося в составе одного и того же вещества. Например

.

Расчет молярных эквивалентных масс М_Э окислителя или восстановителя в ОВР следует осуществлять по формуле

М_Э = (1)

где М – молярная масса вещества, г/моль; n – число электронов, принятых окислителем или отданных восстановителем.

Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений (иначе метод полуреакций). Оба метода основаны на реализации двух принципов:

1. Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым;

2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса является универсальным, то есть им можно пользоваться для уравнивания ОВР, протекающих в любых условиях. Метод полуреакций применим для составления уравнений только таких окислительно-восстановительных процессов, которые протекают в растворах. Однако он имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса. В частности, при его использовании нет необходимости определять степени окисления элементов, кроме того, учитывается роль среды и реальное состояние частиц в растворе.

Основные этапы составления уравнений реакций по методу электронного баланса состоят в следующем:

1. Записывают схему реакции, определяют С.О. элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

…

Очевидно, что С.О. изменяется у марганца (уменьшается) и у железа (увеличивается), таким образом, KMnO₄ – окислитель, а FeSO₄ – восстановитель.

2. Составляют полуреакции окисления и восстановления

(восстановление)

(окисление)

3. Балансируют количество принятых и отданных электронов путем переноса коэффициентов, стоящих перед электронами, в виде множителей, поменяв их местами

 1 2

 5 10

Если коэффициенты кратны друг другу, их следует уменьшить, поделив каждый на наибольшее общее кратное. Если коэффициенты нечетные, а формула хотя бы одного вещества содержит четное количество атомов, то коэффициенты следует удвоить.

Так, в рассматриваемом примере коэффициенты перед электронами нечетные (1 и 5), а формула Fe₂(SO₄)₃ содержит два атома железа, поэтому коэффициенты увеличиваем в два раза.

4. Записывают суммарную реакцию электронного баланса, при этом количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым и сократиться на данном этапе уравнивания

5. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции и вносят недостающие вещества. При этом коэффициенты перед веществами, которые содержат атомы элементов изменявших С.О., берутся из суммарной реакции электронного баланса, а атомы остальных элементов уравнивают обычным способом, соблюдая следующую последовательность:

• атомы металлов;

• атомы неметаллов (кроме кислорода и водорода);

• атомы водорода;

• атомы кислорода.

Для рассматриваемого примера

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

При уравнивании реакций методом ионно-электронных уравнений следует соблюдать следующую последовательность действий:

1. Записывают схему реакции, определяют С.О. элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например:

С.О. изменяется у хрома (уменьшается) и у железа (увеличивается), таким образом, K₂Сr₂O₇ – окислитель, а Fe – восстановитель.

2. Записывают ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и малорастворимые вещества, а также газы оставляют в молекулярном виде. Для рассматриваемого процесса

K⁺ + Cr₂O+ Fe + H⁺ + SO Cr³⁺ + SO+ Fe²⁺ + H₂O

3. Составляют уравнения ионных полуреакций. Для этого сначала уравнивают количество частиц, содержащих атомы элементов, изменявших свои С.О.

Cr₂O 2Cr³⁺

Fe  Fe²⁺

Далее уравнивают кислород и водород, используя частицы, определяющие характер раствора. Возможны три случая:

1) реакция в среде сильных кислот (рН < 7). В этом случае в уравнениях полуреакций рационально применять только ионы Н⁺ или молекулы Н₂О. Если необходимо уменьшить количество атомов кислорода, то его связывают в молекулы воды, а если требуется добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды, при этом освобождается два иона водорода;

2) реакция в среде сильных оснований (рН > 7). Если необходимо отнять у соединения атом кислорода, то добавляют молекулу воды и освобождают два гидроксид иона, а если требуется добавить один атом кислорода, то вносят два иона ОН^– и получают одну молекулу воды.

3) реакция в нейтральной среде (рН = 7). В таких реакциях рекомендуется в левую часть полуреакции добавлять только воду. При этом если нужно отдать кислород, то добавляют молекулу воды и получают два гидроксид иона, а если нужно добавить атом кислорода, то добавляют молекулу воды и получают два иона водорода.

Для рассматриваемого примера

Cr₂O+ 14Н⁺ 2Cr³⁺ + 7Н₂О

Fe  Fe²⁺

Затем уравнивают заряды с помощью прибавления или отнятия определенного количества электронов

[Cr₂O+ 14Н⁺]¹²⁺ + 6ē  [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺

Fe⁰ – 2ē  Fe²⁺

4. Балансируют количество принятых и отданных электронов так, как это описано в методе электронного баланса

[Cr₂O+ 14Н⁺]¹²⁺ + 6ē  [2Cr³⁺ + 7Н₂О]⁶⁺ 21

Fe⁰ – 2ē  Fe²⁺ 63

5. Записывают суммарную реакцию ионно-электронного баланса

Cr₂O+ 14H⁺ + 6ē + 3Fe – 6ē  2Cr³⁺ + 7H₂O + 3Fe²⁺

6. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции

K₂Cr₂O₇ + 3Fe + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3FeSO₄ + K₂SO₄ + 7H₂O

Возможность и полноту самопроизвольного протекания ОВР в изобарно-изотермических условиях, как и любого другого химического процесса, можно оценить по знаку изменения свободной энергии Гиббса системы DG в ходе процесса.

Самопроизвольно при Р,Т = const в прямом направлении могут протекать реакции, для которых DG < 0.

Изменение энергии Гиббса окислительно-восстановительного процесса также равно электрической работе А_элект, которую совершает система по перемещению электронов от восстановителя к окислителю, то есть

(2)

где DЕ – ЭДС окислительно-восстановительного процесса, В; F – постоянная Фарадея (F = 96485 » 96500 Кл/моль); n – число электронов, участвующих в данном процессе.

Из уравнения (2) вытекает, что условием самопроизвольного протекания ОВР в прямом направлении является положительное значение ЭДС окислительно-восстановительного процесса (DЕ > 0). Расчет ЭДС ОВР в стандартных условиях следует вести по уравнению

(3)

где Е - стандартные окислительно-восстановительные потенциалы систем, которые определяются экспериментально. Значения потенциалов некоторых процессов приведены в приложении 1.