Методические указания к лабораторным работам

• Название: Методические указания к лабораторным работам
• Дата: 29.04.2022
• Размер: 473 Kb.
• Имя файла: Labnik (1).doc
• Тип: Лабораторная работа; #504566
• страница: 3 из 16

Протокол лабораторной работы

По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций: образование осадка, выделение газа, изменение цвета раствора и т.д.

Протокол лабораторной работы рекомендуется оформлять в виде таблицы

№ опыта	название опыта	исходные реагенты реакции		основные продукты реакции		наблюдения
		название	формула	название	формула
1	Образование и разрушение амминокомплекса серебра	нитрат серебра	AgNO3	хлорид серебра	AgCl	белый осадок
		хлорид натрия	NaCl
		хлорид серебра	AgCl	нитрат диаммино серебра	[Ag(NH3)2]Cl	растворение осадка
		гидроксид аммония	NH4OH
		нитрат диаммино серебра	[Ag(NH3)2]Cl	хлорид серебра	AgCl	белый осадок
		азотная кислота	HNO3
2
3
4
…	…	…	….	…	…	…

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.

Лабораторная работа № 2. Исследование окислительно-восстановительных реакций

Цель работы: познакомиться с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Общие сведения

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления – это гипотетический заряд, который был бы на атомах данного элемента, если бы соединение было построено из ионов.

Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой данный элемент расположен. Низшая отрицательная степень окисления равна числу электронов, которое может принять данный элемент на застраивающийся np-подуровень: zmin = N – 8, где N – номер группы. Например, у серы высшая степень окисления равна 6, а низшая: 6 – 8 = −2. В простых веществах степень окисления равна нулю. Многие элементы проявляют в соединениях постоянные значения степени окисления: фтор −1; кислород −2, кроме пероксидов, в которых степень окисления кислорода −1; щелочные металлы +1; щелочноземельные металлы +2; водород, кроме гидридов и органических соединений, +1.

Степени окисления переменновалентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю, а в многоатомном ионе – заряду иона».

Например, в дихромате калия K₂Cr₂O₇ согласно балансу зарядов

,

следовательно, подставив z_K = 1 и z_O = −2, получаем z_Cr = +6; в перманганат-ионе z_Mn + 4z_O = −1, следовательно, z_Mn = +7.

Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электроны на валентную оболочку, а восстановитель отдает электроны.

Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следующие. Возьмем в качестве примера восстановление перманганата нитритом калия в нейтральной среде:



Определяют степени окисления переменновалентных элементов, окислитель и восстановитель. Калий, кислород и водород имеют постоянные значения степеней окисления, указанные выше. По балансам зарядов вычисляем z_Mn = +7, z_N = +3. Поскольку марганец в высшей степени окисления, равной номеру группы, он является окислителем. Азот может повысить степень окисления до номера группы +5, поэтому он является восстановителем.

Составляют ионные уравнения полуреакций окисления и восстановления. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду и ионы: H⁺ в кислой среде или ОН^ в щелочной среде.

Восстановление: .

Окисление: .

Приводят число электронов к наименьшему общему кратному, в примере к 6. Для этого уравнения полуреакций домножают на соответствующие коэффициенты, в примере на 2 и 3. Суммируют уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях и учитывая нейтрализацию Н⁺ + ОН^ = Н₂О. В результате получают ионное уравнение реакции:

.

Составляют молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:



Глубина восстановления перманганата зависит от кислотности среды. В кислой среде перманганат восстанавливается до степени окисления +2 согласно полуреакции:

.

В нейтральной среде, ввиду недостатка ионов Н+, восстановление идет до MnO₂ по приведенной в примере полуреакции. В щелочной среде восстановление заканчивается уже на стадии образования Mn(6+) в форме манганат-иона . Уравнение полуреакции:

.

От кислотности среды зависит также состояние в растворе хрома (VI) вследствие протекания реакций:

.

Cогласно принципу Ле-Шателье, в кислой среде, при избытке ионов Н+, равновесие смещается влево, и хром находится в растворе в форме оранжевого дихромата. В щелочной среде, когда ионы Н⁺ в недостатке, равновесие смещено вправо, и хром переходит в форму желтого хромата. Окислительная способность хрома (VI) выше в кислой среде. Дихромат – сильный окислитель, восстанавливающийся по полуреакции:

.

Хромат – слабый окислитель, поэтому хром (VI) получают обычно окислением хрома (3+) в щелочной среде по полуреакции:

.