Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия

• Название: Методические рекомендации по выполнению лабораторных и практических работ по учебной дисциплине ен. 01 Химия
• Дата: 07.04.2023
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: MR_po_LR_i_PR_EN.01_Ximiya.docx
• Тип: Методические рекомендации; #1044106
• страница: 7 из 23

Экспериментальная часть

Ознакомьтесь с правилами по технике безопасности при работе в химической лаборатории и распишитесь в журнале по ТБ.
Ход работы

Опыт 1. Окислительные свойства солей железа (III).

Налейте в пробирку 2—3 капли раствора хлорида или сульфата железа (III) и прибавьте такой же объем раствора иодида калия или натрия. Обратите внимание на изменение окраски раствора, которое может быть связано с образованием в нем свободного иода.

Для обнаружения иода разбавьте несколько капель испытуе­мого раствора в отдельной пробирке трех-четырехкратным объ­емом воды, после чего добавьте 2—3 капли раствора крахмала. Отметьте окрашивание образующегося соединения иода с крахма­лом.

Напишите уравнение реакции. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2. Восстановительные свойства металлов.

1) Поместите в одну пробирку 1—2 кусочка цинка, в другую — железа и прибавьте немного раствора нитрата или ацетата свинца. Через несколько минут становится заметным образование блестящих кристаллов свинца на поверхности кусочков металла.

Напишите уравнения реакции. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.

2) Поместите в пробирку 1—2 кусочка железа и прибавьте немного раствора сульфата меди (II). Как изменилась поверхность железа и цвет раствора? Напишите уравнение реакции. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 3. Восстановительные свойства металлов по отношению к иону Н⁺. Поместите в две пробирки по 1—2 кусочка цинка и железа и прибавьте по 5—7 капель 10%-ного рас­твора соляной кислоты. Наблюдается выделение водорода? Какова интенсивность взаимодействия испытуемых ме­таллов с кислотой и от каких факторов она зависит?

Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 4. Поведение металлов в щелочной среде. Поместите в пробирку по 1—2 кусочка алюминия и в каждую добавьте по 5—7 капель 10%-ного раствора гидроксида калия или натрия. Дайте содержимому пробирок постоять 2—3 мин. Наблюда­ется ли выделение газа в пробирке?

Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 5. Окисление сульфата железа (II) дихроматом калия.

Налейте в пробирку 2—3 капли раствора дихромата калия и столь­ко же 2 н. раствора H₂SO₄, после чего прилейте по каплям раствор сульфата железа (II) или соль Мора. Пока дихромат-ионы полностью не прореаги­руют, оранжевый цвет их в сочетании с цветом образовавшихся гидратированных ионов хрома (III) придает раствору бурое окра­шивание. Поэтому добавление по каплям раствора сульфата же­леза (II) следует вести до достижения устойчивой окраски.

В какой цвет окрашен раствор? Какую функцию выполняет в этой реакции сульфат железа (II)? Напишите уравнение реакции. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 6. 1—2 кристалла железного купороса FeSО₄*7H₂О или соли Мора (NH₄)₂SО₄*FeSО₄*6H₂О растворите в 3—4 каплях воды, подкислите таким же объемом разбавленной серной кислоты и по­лученный раствор по каплям приливайте к 2—3 каплям раствора перманганата калия в другой пробирке до обесцвечивания рас­твора. Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Укажите окислитель и восстановитель.

Какой реакцией можно обнаружить появление в растворе ионов железа (III)? Напишите уравнение реакции.
Оформите результаты лабораторной работы в тетради.

Сделайте выводы.

Контрольные вопросы и задания:

Для предложенных схем реакций составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.

HNО₃+ Са → NH₄NО₃+ Ca(NО₃)₂+ Н₂О

H₂S+ Сl₂ + Н₂О → H₂SО₄+ НС1

KClО₃ + Na₂SО₃→KC1 + Na₂SO₄

Практическая работа № 7

Окислительные свойства перманганата калия

Цель: Закрепить и углубить знания об окислительных свойствах перманганат-иона, закрепить умения определять его роль в ходе реакций, умения составлять электронный баланс, показывать переход электронов. Отработать навыки экспериментального проведения ОВР, соблюдая технику безопасности.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы серной кислоты, гидроксида натрия, сульфита натрия, перманганата калия, дистиллированная вода.
Теоретическая часть

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.Метод подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ - окислитель, H₂SO₄ - кислотная среда реакции, H₂S - восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇^2-), среды (Н⁺ - точнее, катиона оксония H₃O⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇^2- + H⁺ + H₂S

в) определяют восстановленную формулу окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород - в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

полуреакция восстановления Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ + 7H₂O    1

полуреакция окисления          H₂S - 2 e^-  = S_(т) + 2H⁺                            3

г) составляют, суммируя уравнения полуреакций, ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr₂O₇^2- + 8 H⁺ + 3 H₂S = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 S_(т)

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇^2- и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺ / Н₂О (для кислотной среды) и ОН^- / Н₂О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно - окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде - с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) игидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда              [O^2-] + 2H⁺ = H₂O

щелочная среда              [O^2-] + H₂О = 2 ОН^-

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще - в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда                  H₂O = [O^2-] + 2H⁺

щелочная среда                   2 ОН^-= [O^2-] + H₂О
Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-иона MnO₄^-:


Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов калия или натрия.
Рассмотрите примеры протекания реакции между нитритом калия KNO₂ (восстановитель) c перманганатом калия KMnO₄ (окислитель). Расставьте коэффициенты методом электронного баланса и методом полуреакций, укажите окислитель и восстановитель.

1) KMnO₄ + H₂SO₄ + KNO₂ = MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

2) KMnO₄ + H₂O + KNO₂ = MnO₂ + KNO₃ + KOH.

3) KMnO₄ + NaOH + KNO₂ = K₂MnO₄ + KNO₃ + H₂O