Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
62
Добавлен:
01.05.2014
Размер:
60.93 Кб
Скачать

Государственный комитет Российской Федерации

по высшему образованию

Санкт-Петербургский государственный университет

им. В. В. Ульянова (Ленина)

Кафедра физической химии

Окислительно-восстановительные реакции

Отчёт по лабораторной работе №2

Преподаватель: Кузнецов Владимир

Владимирович

Студент, гр.: Фёдоров Денис

Сергеевич 2211

2.10.2002

2002г.

Цель работы:

изучение окислительно-восстановительных реакций и усвоение ионно-электронного метода уравнивания.

Основные теоретические положения, лежащие в основе работы:

Ионно-электронный метод уравнивания

окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные процессы связаны с перераспределе­нием электронов между атомами или ионами веществ, участ­вующих в реакции.

Принято считать процесс отдачи веществом электронов окисле­нием, а процесс присоединения электронов - восстановлением. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участ­вующее в реакции, должно их присоединять, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно обще­му числу электронов, присоединяемых окислителем. Окисление и восстановление - единый взаимосвязанный процесс.

Процесс окисления-восстановления с участием кислородсодер­жащих ионов является сложным процессом, поскольку одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происхо­дит разрыв ковалентных связей. Такие реакции протекают с участием молекул или ионов среды. Существует несколько методов со­ставления окислительно-восстановительных реакций, наиболее со­вершенным среди которых является ионно-электронный метод.

Сущность этого метода заключается в следующем:

1. Вначале составляют частные уравнения процесса окисления и процесса восстановления, записывая вещества в той форме, в какой они существуют в растворе: сильные электролиты в ионной форме, слабые - в молекулярной.

2. С участием ионов среды ( H+ - в кислой, OH- - в ще­лочной) или молекул H2O осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.

3. Составленные частные уравнения суммируют, умножая на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было бы равно чис­лу электронов, приобретаемых окислителем. В результате получа­ют ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионного урав­нения в уравнение реакции, написанное в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участия в про­цессах окисления и восстановления.

Содержание работы:

В ходе работы мы проделали следующие опыты, наблюдая за происходя­щими изменениями.

Опыт 1:

К 5 каплям раствора соли трехвалентного хрома по каплям был добавлен избыток щёлочи до получения хромита. Затем была добавлена бромная вода. После чего наблюдалось изменение цвета раствора из зеленого, характерного для иона CrO2-, в жёлтый, характерный для иона CrO42- и появление осадка.

Cr2(SO4)3 + NaOH + Br2 NaBr + Na2CrO4+...

2Cr3+ + 3SO42- + Na+ + OH- + Br20 Na+ + Br- + 2Na+ + CrO42- + ...

Cr3+ + 8OH- -3ē CrO42- + 4H2O x2 – окисление Cr - восстановитель

Br20 +2ē 2Br- x3 – восстановление Br - окислитель

2Cr3+ + 16OH- + 3Br20 2CrO42- + 8H2O + 6Br-

Cr2(SO4)3 + 16NaOH + 3Br2 6NaBr + 2Na2CrO4 + 8H2O + 3Na2SO4

Опыт 3:

В пробирку было налито 5 капель раствора перманганата калия. Потом в пробирку добавили 5 капель раствора кислоты. Затем до­бавили несколько капель сульфита натрия Na2SO3. Наблюдалось изменение окраски.

KMnO4 + HCl + Na2SO3 MnCl2 + Na2SO4 + ...

K+ + MnO4- + H+ + Cl- + 2Na+ + SO32- Mn2+ + 2Cr- + 2Na+ + SO42- + ...

MnO4- + 8H+ +5ē Mn2+ + 4H2O x2 – восстановление Mn - окислитель

SO32- + H2O -2ē SO42- + 2H+ x5 – окисление O - восстановитель

2MnO4- + 6H+ + 5SO32- 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-

2KMnO4 + 6HCl + 5Na2SO3 2MnCl2 + 5Na2SO4 + 3H2O Mn2+ + + 2KCl

Опыт 5:

К 5 каплям раствора соли двухвалентного марган­ца был добавлен по каплям раствор NaOH до образования белого густого осадка. Затем к этой смеси было добавлено несколько капель пероксида водо­рода, после чего осадок побурел и стал рыхлым.

MnSO4 + NaOH + H2O2 H2O + MnO2↓ + ...

Mn2+ + SO42- + Na+ + OH- + H2O2 H2O + MnO2 + ...

Mn2+ + 2H2O -2ē MnO2 + 4H+ – окисление Mn - восстановитель

H2O2 + 2H+ +2ē 2H2O – восстановление O - окислитель

Mn2+ + H2O2 MnO2 + 2H+

MnSO4 + 2NaOH + H2O2 2H2O + MnO2↓ + Na2SO4

Опыт 6:

К 5 каплям раствора перманганата калия было доба­влено несколько капель разбавленной серной кислоты для подкисления. Затем было добавлено 5 капель пероксида водорода. Сначала раствор побелел, а затем наб­людалось выделение кислорода и обесцвечивание раствора.

KMnO4 + HCl + H2O2 O2↑ + MnCl2 + ...

K+ + MnO4- + H+ + Cl- + H2O2 O2 + Mn2+ + 2Cl- + ...

MnO4- + 8H+ +5ē Mn2+ + 4H2O x2 – восстановление Mn - окислитель

H2O2 -2ē O2 + 2H+ x5 – окисление O - восстановитель

2MnO4- + 6H+ + 5H2O2 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

2KMnO4 + 6HCl + 5H2O2 5O2↑ + 2MnCl2 + 8H2O + 2KCl

Вывод:

Эта лабораторная работа дала нам возможность на практике ознакомиться с окислительно-восстановительными реакциями. Так же благодаря ей был закреплён метод ионно-электронного баланса, так как мы с его помощью писали уравнения химических реакций.

Соседние файлы в папке Несколько лабораторных работ по химии