Рекомендации по выполнению лабораторных работ 4 Основные понятия и законы химии. 7
11 чел. помогло. вернуться в начало
| скачать ^ Теоретические основы. Окислительно-восстановительными называются реакции, при которых происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется окислением; вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Восстановительными свойствами обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится в низшей степени окисления или степень окисления которого может возрасти. В лаборатории в качестве восстановителей обычно применяют H2 , KI, H2S, HNO2 . Процесс присоединения электронов называется восстановлением, а восстанавливающая частица - окислителем. Окислителями часто являются молекулы и ионы, содержащие элемент в высшей степени окисления, например: MnO4  , Cr2O72, Ni 3+ и т.д.Окислительно-восстановительные свойства вещества определяют по их окислительной способности, числено выражаемый через редокс- потенциал . Реальный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:  = 0+ lg(Cок / C восст) , где 0 - стандартный электродный потенциал данного процесса, n- количество принятых электронов, Cок и C восст - концентрации окисленной и восстановленной форм соответственно. Чем больше значение , тем сильнее окислительные свойства окисленной формы данного соединения. Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы: 1). реакции межмолекулярного окисления-восстановления - это реакции в которых обмен электронами происходит между атомами, находящимися в различных молекулах: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu . 2). реакции внутримолекулярного окисления-восстанов-ления - в таких реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе: 2КClO3 = 2KCl + 3O2. 3). реакции диспропорционирования, в которых одни и те же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы имеют промежуточные степени окисления и являются одновременно окислителем и восстановителем: 3К2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH. Cоставление уравнений реакций окислисления-восстановления. Такие уравнения можно составлять как методом электронного баланса, так и ионно-электронным методом ( методом полуреакций ). В основе обоих методов лежит общий принцип: количество отданных и принятых электронов в реакции должны быть равно. Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им рекомендуется пользоваться в тех случаях, когда реакция протекает не в растворах (обжиг, разложение, горение). 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2  O2 + 4 e = 2O2  11 Fe 2+ - e = Fe3+ 2S - 10 e = 2S4+ 4Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н+ и молекулы воды, в щелочной среде - ионы ОН и молекулы воды, в нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н+ или ОН):Ca + HNO3 (разб)  NH4NO3 + ... Ca0 - 2 e Ca2+ 4NO3 + 10H+ + 8 e NH4+ + 3H2O 1 4Ca0 + NO3 + 10H+ 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O4Ca + 10HNO3 (разб) 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2OЦель работы. Изучение окислительно-восстанови-тельных свойств различных веществ, типов окислительно-восстановительных реакций, а также методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Порядок работы. Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах. В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO4. Затем в первую добавьте 5 капель 2N раствора серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель 2N раствора щелочи. После этого во все три пробирки добавьте по каплям раствор сульфита натрия Na2SO3 до видимого изменения цвета растворов. Напишите наблюдения и уравнения реакций, учитывая, что окраска соединений марганца зависит от его степени окисления: ион MnO4 - имеет фиолетовую окраску, ион MnO42 - имеет зеленую окраску, ион Mn2+ - практически бесцветен, оксид марганца MnO2 - труднорастворимое вещество бурого цвета.Опыт 2. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления. а) Разложения дихромата аммония (демонстрационный). На асбестовую сетку насыпьте 5г дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и внесите в соль зажженную лучину. Напишите уравнение реакции, имея ввиду, что из газообразных продуктов выделяется молекулярный азот и пары воды. б) Разложение перманганата калия (демонстрационный). Насыпьте в пробирку немного кристаллического перманганата калия (так, чтобы закрыть дно пробирки) и осторожно нагрейте пробирку на пламени горелки. Докажите тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Поставьте коэффициенты в уравнении реакции, считая, что в сухом остатке находятся оксид марганца (IV) и манганит калия K2MnO3 . Опыт 3. Реакции диспропорционирования. Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода Н2О2 и добавьте в качестве катализатора несколько кристаллов оксида марганца (IV). Докажите с помощью тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Напишите уравнение реакции, поставьте коэффициенты и объясните, почему эта реакция называется реакцией диспропорционирования. Опыт 4. Окислительные свойства дихромата калия. (Cr +6) Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К2Cr2O7 , 3 мл раствора 2N серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI . Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального клейстера выделение свободного иода. Опыт 5. Восстановительные свойства иона Cr +3. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли трехвалентного хрома, добавьте по каплям раствора щелочи до растворения образующегося осадка Cr(OH)3 и затем по каплям раствор пероксида водорода до изменения окраски раствора. Напишите уравнение реакции. Форма лабораторного отчета. 1. Название лабораторной работы. 2. Краткое описание, цель работы. 3. Номер и название опыта. 4. Наблюдения. 5. Уравнения реакций (поставьте коэффициенты методом электронного или электронно-ионного баланса). Типовые задачи
а) CuSO4 + Fe б) Ca + H2O в) Cu + HNO3 (конц) г) Fe + HNO3 (разб) д) Zn + H2SO4(конц) е) KMnO4 + KNO2 + H2O ж) KMnO4 + K2SO3 + KOH з) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 O2 + ….. и) Cr(OH)3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + H2O
^
|
плохо
24не очень плохо
1средне
3отлично
11 