Учебно-методическое пособие для студентов нехимических специальностей Томск 2010
|
|
Скачать 1.61 Mb.
|
|
^
Вы должны знать: – основные химические понятия: абсолютная и относительная атомная и молекулярная масса, моль вещества, постоянная Авогадро, молярная масса вещества, молярный объем газа, абсолютная и относительная плотность газообразного вещества; – уравнение состояния идеального газа, уравнение Клапейpoнa-Менделеева; универсальную газовую постоянную и ее размерность; – абсолютную и относительную погрешность опыта; – устройство технохимических весов и аппарата Киппа и уметь: – произвести взвешивание на технохимических весах с точностью до 0,01 г; – заполнить сосуд газом из аппарата Киппа; – выполнить расчеты: количества вещества, объема газа при нормальных условиях, относительной плотности одного газа по другому, молярной и молекулярной (относительной и абсолютной) массы. Лабораторная работа 2.^ Цель работы – изучение окислительно-восстановительных свойств веществ в растворах и освоение методики подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций (ионно-электронным методом). Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) являются самыми распространенными и играют большую роль в природе и технике. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов, получения аммиака, щелочи, азотной, соляной и серной кислот и многих других ценных химических продуктов. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в химических источниках тока – гальванических элементах и аккумуляторах. На окислительно-восстановительных реакциях основаны такие важные биологические процессы, как фотосинтез, дыхание, обмен веществ. ^ Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Степень окисления обозначают цифрами с соответствующими знаками («+» или «–»). Так, например, реакция +1 –1 0 +1 –1 0 2KI + C12 = 2KC1 + I2 является окислительно-восстановительной. Как обозначено в уравнении реакции, атомы иода и хлора изменяют степень окисления. В любом соединении каждому атому может быть приписана степень окисления. Так, для фтора во всех его соединениях степень окисления равна –1, для кислорода –2 (только в OF2 степень окисления кислорода +2, а в пероксидах она равна –1). Для водорода наиболее характерна степень окисления +1, но встречается и –1 (в гидридах металлов). Степень окисления атомов в молекулах простых веществ равна нулю, а в одноатомных ионах – их заряду. Во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окисления +1, а щелочноземельные +2. Пользуясь приведенными выше сведениями, можно определять степень окисления атомов в сложных соединениях. При этом следует помнить, что алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю. Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением, а вещества, отдающие электроны, – восстановителями. Атом-восстановитель увеличивает свою степень окисления в процессе реакции. Например: Н2 – 2ē = 2Н+; Fe2+ – ē = Fe3+. К важнейшим восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью: металлы, водород, углерод; некоторые анионы (S2‾, I‾, Br‾, Cl‾, SO32‾ и др.); катионы, степень окисления которых может возрастать (Sn2+, Fe2+ и др.), некоторые соединения углерода (CO, альдегиды, спирты), азота (азотоводород), бора (бороводороды), электрический ток на катоде. Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом называется восстановлением, а вещества, присоединяющие электроны, – окислителями. Атом-окислитель понижает свою степень окисления в процессе реакции. Например: S + 2ē = S2‾ С12 + 2ē = 2С1‾. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью: кислород O2, озон O3, фтор F2, хлор Cl2; катионы с высокой степенью окисления (Pb4+, Sn4+ и др.), анионы, в которых электроположительный элемент имеет (+5) (+6) (+6) (+7) высокую степень окисления (NO3‾, Cr2O72‾, SO42‾, MnO4‾ и др.), пероксиды (H2O2, Na2O2 и др.), электрический ток на аноде. Вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в промежуточных степенях окисления и, следовательно, способные как повышать, так и понижать свою степень окисления, могут в реакции играть роль окислителя или восстановителя в зависимости от другого реагента. Так, например, сернистая кислота при взаимодействии с сероводородом выступает в роли окислителя: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O, (1) а в реакции с перманганатом калия – в роли восстановителя: 2KMnO4 + 5H2SO3 = 2MnSO4 + 2H2SO4 + 3H2O + K2SO4. (2) Окислительно-восстановительная реакция представляет собой два неразрывно связанных процесса: окисление и восстановление. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: 1) межмолекулярные, 2) внутримолекулярные и 3) диспропорционирования. В межмолекулярных реакциях окислитель и восстановитель представляют собой разные вещества. К этому типу относится реакция (2). Если окислителем и восстановителем служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными, например: 2КС1О3 = 2КС1 + 3О2. Реакции, в которых атомы одного и того же элемента по-разному изменяют свою степень окисления, называются реакциями диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Примером такой реакции является взаимодействие хлора с водой: Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO, где один атом хлора в молекуле Cl2 является окислителем, а второй – восстановителем. ^ стандартные потенциалы Е° окислительно-восстановительных пар, например, MnO4‾/Mn2+, PbO2/Pb2+, Сl2/2Cl‾ и др. Стандартные условия отвечают атмосферному давлению 101325 Па (1атм), температуре 25 °С и концентрации окисленной и восстановленной форм в растворе 1 моль/л. Значения Е° различных пар окислитель/восстановитель приводятся в справочных таблицах (Приложения, табл. 2). Следует помнить, что в таблицах величина Е° относится к процессу восстановления, например, Е°(Cl2/2Cl‾) = 1,358 В соответствует реакции: Cl2 (г.) + 2ē = 2Cl‾. Окислительная способность проявляется в большей степени у того вещества, которое в роли окислителя при одинаковых условиях имеет более высокое значение Е°ок., а восстановительная – у того вещества, которое в роли восстановителя при одинаковых условиях имеет более низкое значение Е°вос.. Для самопроизвольно протекающих окислительно-восстановительных реакций должен выполняться критерий: ΔЕ° = (Е°ок. – Е°вос.) >>0, Если разность (Е°ок. – Е°вос.) больше 0,4 В, то ОВР протекает практически необратимо. Если же разность (Е°ок. – Е°вос.) находится в пределах от –0,4 В до +0,4 В, то в стандартных условиях реакция будет протекать в незначительной степени. Для практического осуществления таких реакций отходят от стандартных условий и применяют концентрированные растворы окислителей и восстановителей или твердые реагенты, повышают температуру. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Для составления уравнений ОВР используют метод электронного баланса или метод полуреакций (ионно-электронного баланса). Оба метода основаны на составлении электронно-ионных уравнений, в обеих частях которых уравнивается число атомов каждого элемента и алгебраическая сумма зарядов. При составлении уравнений ОВР, протекающих в водных растворах, предпочтительным является метод полуреакций. В отличие от метода электронного баланса в нем рассматриваются не гипотетические ионы (Мn7+, Сг6+ и др.), а реально существующие (MnO4‾, Сг2О72‾ и др.). В методе полуреакций при составлении электронно-ионных уравнений полуреакций окисления и восстановления учитывается роль среды (кислая, нейтральная, щелочная), в которой протекает реакция. Рассмотрим на примерах применение метода полуреакций для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Следует придерживаться определенной последовательности рассуждений. 1. Записываем схему реакции в молекулярной форме: KMnO4 + H2SO4 + KI → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O Вопрос о том, какие продукты образуются в результате окислительно-восстановительной реакции, решается на основе опытных данных и справочных значений стандартных электродных потенциалов полуреакций. 2. Определяем окислитель и восстановитель, а также продукт восстановления окислителя (его восстановленную форму) и продукт окисления восстановителя (его окисленную форму). В приведенной реакции окислитель MnO4‾ переходит в ион Mn2+, восстановитель I‾ – в I2. 3. Составляем ионно-электронные уравнения полуреакций, отражающие процессы отдачи и присоединения электронов. При записи полуреакций сильные электролиты необходимо указывать в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, малорастворимые вещества, газы – в виде молекул. I‾ → I2 MnO4‾ → Mn2+ 4. Уравниваем число одних и тех же атомов в левой и правой частях уравнений полуреакций. Если происходит изменение кислородного состава ионов, то следует иметь в виду, что в кислых растворах связывание избыточного кислорода происходит катионами водорода (Н+) с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (ОН‾). 2I‾ → I2 MnO4‾ + 8Н+ → Mn2+ + 4H2O 5. Уравниваем суммарное число зарядов в обеих частях уравнений каждой полуреакции. Для этого вычитаем или прибавляем к левым частям уравнений такое число электронов, чтобы число зарядов в левой и правой частях полуреакций было одинаковым: 2I‾ – 2ē → I2 MnO4‾ + 8Н+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O 6. Подбираем множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении восстановителем (I‾), было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении окислителем (MnO4‾). В рассматриваемом примере для первой полуреакции этот множитель равен 5, а для второй – 2. Суммируем уравнения полуреакций, умножая каждое из них на соответствующий множитель: 5  2I‾ – 2ē → I22 MnO4‾ + 8Н+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O  10I‾ + 2MnO4‾ + 16Н+ = 5I2 + 2Mn2+ + 8H2O 7. От полученного ионно-молекулярного уравнения переходим к молекулярному. Для этого в левой части ионного уравнения к каждому аниону приписываем соответствующий катион, а к каждому катиону – анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в правой части уравнения. После этого ионы объединяем в молекулы. В нашем примере к левой и правой части уравнения добавляем 12K+ и 8SO4 2‾, участвующих в реакции: 10I‾ + 2MnO4‾ + 16Н+ +12K+ + 8SO42‾ = 5I2 + 2Mn2+ + 8H2O +12K+ + 8SO42‾; 2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KI = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O Правильность написания уравнения проверяется подсчетом атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. ^ Опыт 1. Окисление хлорной водой 1.1. В пробирку поместите ~1 мл раствора KI, добавьте 6-8 капель хлороформа (или толуола) и 3-5 капель хлорной воды. (Работать под тягой!) Встряхните пробирку и дайте жидкостям расслоиться. Что наблюдается? 1.2. В две пробирки поместите по ~1 мл свежеприготовленного раствора соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O (раствор содержит ион Fe2+). В первую пробирку внесите 2 капли раствора роданида аммония, во вторую – 4 капли хлорной воды и 2 капли того же раствора NH4SCN. (Работать под тягой!) Чем объяснить появление более интенсивной окраски во второй пробирке? Вопросы и задания 1   . Опишите и объясните наблюдаемое.2. Напишите ионные уравнения реакций окисления иодид-ионов и катионов Fe2+ хлорной водой. Опыт 2. Восстановительные свойства сероводорода К ~1 мл раствора КМпО4 добавьте 2-3 капли разбавленной серной кислоты и по каплям прибавляйте сероводородную воду до обесцвечивания раствора. (Работать под тягой!) Что происходит? Проделайте аналогичный опыт, взяв вместо окислителя КМпО4 раствор К2Сг2О7. ^ 1   . Опишите и объясните наблюдаемое.2. На основании наблюдений напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав в них коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). Опыт 3. Восстановительные и окислительные свойства азотистой кислоты 3.1. В пробирку поместите ~1 мл раствора перманганата калия, подкислите его 3 каплями 2 моль/л раствора серной кислоты и затем добавьте несколько капель раствора нитрита калия. Объясните обесцвечивание раствора. 3.2. Внесите в пробирку ~1 мл раствора иодида калия, 5 капель 2 моль/л серной кислоты и немного раствора крахмала или органического растворителя (толуола, хлороформа). К этой смеси прибавьте 5 капель раствора нитрита калия. Вопросы и задания 1   . Опишите и объясните наблюдаемое.2. Сопоставьте опыты 3.1 и 3.2. В каком случае азотистая кислота является окислителем, а в каком – восстановителем? 3. На основании наблюдений напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав в них коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства сульфита натрия Внесите в две пробирки по ~1 мл 1 моль/л раствора Na2SО3. В первую добавьте 2-3 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и 2-3 капли 0,1 моль/л раствора дихромата калия, перемешайте их. Во вторую пробирку добавьте 3-4 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и 2-3 капли насыщенного свежеприготовленного раствора сульфида натрия. (Работать под тягой!) Нагрейте пробирку на водяной бане. Отметьте изменения в пробирках. ^ 1  . Опишите и объясните наблюдаемое.2. На основании результатов наблюдений напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав в них коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). 3. Укажите, в каком случае сульфит-ион является окислителем, а в каком – восстановителем? Опыт 5. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода 5.1. К ~1 мл раствора иодида калия прибавьте 2-3 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и затем по каплям прибавляйте раствор пероксида водорода до появления желтой окраски. Для обнаружения в растворе йода внесите в пробирку несколько капель хлороформа или толуола. 5.2. К ~1 мл раствора перманганата калия прибавьте 2-3 капли 2 моль/л раствора серной кислоты и затем по каплям раствор перекиси водорода до обесцвечивания раствора в пробирке. Испытайте тлеющей лучинкой выделяющийся газ. Какой это газ? ^ 1  . Опишите и объясните наблюдаемое.2. На основании наблюдений напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав в них коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). 3. Укажите, в каком случае пероксид водорода проявляет свойства окислителя, а в каком – восстановителя. Опыт 6. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах В три пробирки поместите по ~1 мл раствора КМпО4. Затем в первую добавьте 2-3 капли раствора 2 моль/л серной кислоты, во вторую – 2-3 капли дистиллированной воды, в третью – 2-3 капли раствора едкого натра. После этого в каждую пробирку добавляйте по каплям раствор Na2SO3 до изменения цвета раствора. ^ 1   . Опишите и объясните наблюдаемое.2. На основании наблюдений напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, подобрав в них коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). 3. Укажите, как среда раствора влияет на состав продуктов реакции. Сделайте вывод об окислительно-восстановительной активности перманганат-иона МпО4‾ в различных средах, подтвердив его значениями стандартных электродных потенциалов Е0 (табл. 2 Приложения). Опыт 7. Восстановительные свойства органических веществ В пробирку внесите ~1 мл раствора дихромата калия и осторожно добавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) и затем 5-7 капель этилового спирта С2Н5ОН. Наблюдайте изменение окраски раствора. Испытайте на запах (как?) образующийся ацетальдегид СН3СНО. Вопросы и задания 1   . Опишите и объясните наблюдаемое.2. На основании наблюдений напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции с учетом окисления спирта в ацетальдегид, подберите коэффициенты методом полуреакций (ионно-электронного баланса). |
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям