вор. л.6 овр. Отчет по лабораторной работЕ 5 По дисциплине

• Название: Отчет по лабораторной работЕ 5 По дисциплине
• Дата: 11.09.2022
• Размер: 141.93 Kb.
• Имя файла: л.6 овр.docx
• Тип: Отчет; #671820

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: z_min =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→2O^2- 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

S^2--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