вор. л.6 овр. Отчет по лабораторной работЕ 5 По дисциплине
Скачать 141.93 Kb.
|
ПЕРВОЕ ВЫСШЕЕ ТЕХНИЧЕСКОЕ УЧЕБНОЕ ЗАВЕДЕНИЕ РОССИИ МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра общей химии ОТЧЕТ ПО лабораторнОЙ работЕ №5 По дисциплине Химия (наименование учебной дисциплины согласно учебному плану) Тема работы: Исследование окислительно-восстановительных реакций Выполнил: студент гр. ГС-21-1 Черниговская М.В. (шифр группы) (подпись) (Ф.И.О.) Оценка: Дата: Проверил руководитель работы: (должность) (подпись) (Ф.И.О.) Цель работы Познакомиться с наиболее распространёнными окислителями и восстановителями, с продуктами их взаимодействия между собой и научится 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 степень окисления равна числу электронов, который может принять данный элемент на застраивающейся 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 перекиси и пероксидов, в которых степень окисления кислорода –1 Щелочные металлы +1 Щелочноземельные металлы +2 Водород кроме гидридов и органических соединений, +1 Степени окисления переменно-валентных элементов рассчитывают по правилу баланса зарядов: «Сумма степеней окисления всех элементов в соединения равна нулю, а в многоатомном ионе - заряду иона» Окислителем называют элемент, который в ходе реакции понижает степень окисления, а восстановителем – элемент, который повышает степень окисления. Окислитель при этом принимает электронына валентную оболочку, а восстановитель отдаёт электроны. Оборудование и реактивы В штативе: иодид калия, бромид калия,перманганат калия, хлорид бария, нитрат калия, сульфат хрома (III), бихромат калия, сульфат марганца (II), роданид аммония, гидроксид натрия, гидроксид калия, йод – растворы концентрацией 5 %. В вытяжном шкафу: серная кислота – 2 н. раствор, серная кислота - раствор концентрацией 20 %, соляная кислота – раствор концентрацией 15 %, соляная кислота – концентрированный раствор, азотная кислота – 15 % раствор, азотная кислота – концентрированный раствор, хлорная вода, бромная вода, сероводород – раствор, сульфид натрия – раствор концентрацией 5 %, сернистая кислота. Получать в лаборантской: пробирки – 5 шт.; перекись водорода – концентрированный раствор; ССl4; крахмал, сульфит натрия, нитрит натрия, хлорид олова (II), хлорид олова (IV), сульфат железа (II), гесацианоферрат (III) калия – растворы концентрацией 5 %; медь металлическая, сера – порошок, уголь, оксид свинца (IV) – порошок, оксид марганца (IV). Ход работы Опыт №1 Окислительные свойства пероксида водорода H2O2+H2SO4+2KI=I2↓+K2SO4+2H2O 2O-+2ē→2O2- 1 2I--2ē→I20 1 Раствор стал бурого цвета, после добавления крахмала – почернел, что указало на содержание йода. Опыт №3 Восстановительные свойства сульфидов 8KMnO4+12H2SO4+5Na2S=8MnSO4+5Na2SO4+12H2O+4K2SO4 Mn+7+5ē→Mn+2 8 S-2-8ē→S6+ 5 Происходит обесцвечивание раствора. Опыт №5 Восстановительные свойства сернистой кислоты I2+2Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+2NaI+H2SO4 2I0+2ē→2I-1 2 S4+-2ē→S6+ 1 Опыт №6 Окислительные и восстановительные свойства нитритов 6KI+4H2SO4+2NaNO3= 2NO+ 3I2↓+3K2SO4+Na2SO4+4H2O I--ē→I20 3 N5++3ē→N2+ 1 выпал осадок зеленовато-бурого цвета Опыт №7 2KMnO4+5NaNO2+3H2SO4=2MnSO4+5NaNO3+K2SO4+3H2O Mn7++5ē→Mn2+ 2 N3+-2ē→N5+ 5 обесцвечивание раствора Опыт №8 Окислительные свойства дихромата калия 1) K2Cr2O7+4H2SO4+3Na2SO3=Cr2(SO4)3 +3Na2SO4+K2SO4+H2O Cr6++3ē→Cr3+ 2 S+4-2ē→S6+ 3 раствор стал зеленого цвета. 2)K2Cr2O7+7H2SO4+ 3Na2S=Cr2(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+7H2O+3S 2Cr6++6ē→Cr23+ 1 S2--2ē→S0 3 помутнение раствора и выпадение осадка. 3) K2Cr2O7+7H2SO4+6Fe2SO4= Cr2(SO4)3+3Fe2(SO4)3+K2SO4+7H2O 2Cr6++6ē→Cr23+ 1 2Fe+2-2ē→2Fe+3 3 раствор стал голубоватого цвета. Опыт №9 Окислительные свойства перманганата калия в различных средах (А)Кислая среда 1) 2KMnO4+8H2SO4+10KI=5I2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O Mn7++5ē→Mn2+ 2 2I--2ē→I02 5 раствор тёмно-оранжевого цвета 2) 2KMnO4+8H2SO4+10Fe2SO4=2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O Mn7++5ē→Mn2+ 2 2Fe+2-2ē→2Fe+3 5 раствор обесцветился 3) 2KMnO4+3H2SO4+5Na2SO3=5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O Mn7++5ē→Mn2+ 2 S4+-2ē→S6+ 5 раствор обесцветился (Б) Нейтральная среда 1) 2KMnO4+3Na2SO3+H2O =2MnO2 +3Na2SO4+2KOH Mn7++3ē→Mn4+ 2 S+4-2ē→S+6 3 выпал бурый осадок. 2) 2KMnO4+3MnSO4+2H2O→5MnO2+K2SO4+2H2SO4 Mn7++3ē→Mn4+ 2 Mn2+-2ē→Mn4+ 3 раствор стал бурого цвета. (В) 2KMnO4+KOH +Na2SO3 =Na2SO4 +2K2MnO4 +H2O Mn7++ē→Mn6 2 S+4-2ē→S+6 1 раствор стал изумрудного цвета. Заключение: из проведенных реакции следует, что перманганат калия обладает наибольшими свойствами окислителя в кислой среде. Вывод: В ходе данной лабораторной работы я познакомилась с наиболее распространенными окислителями, восстановителями и продуктами их взаимодействия между собой, а также научилась составлять уравнения ОВР. Санкт-Петербург 2022 |