Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Введение Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов. Окислением называется процесс повышения, а восстановлением – понижения степени окисления. Атом, молекула или ион, в которых степень окисления элемента повышается, называется восстановителем а в которых понижается – окислителем. Согласно электронной теории, изменение степеней окисления в окисли- тельно-восстановительных реакциях обусловлено отдачей электронов восстановителем и присоединением их окислителем. Окислителями являются неметаллы (галогены, кислород, сера, молекулы или ионы, в которых центральный атом имеет высшую степень окисления (MnO 4 - , Cr 2 O 7 2- , NO 3 - , ClO 4 - и др, катионы малоактивных металлов и водорода Н. Восстановителями являются металлы, некоторые неметаллы (водород, углерод, кремний, ионы и молекулы, в которых имеется атом в низшей степени окисления (H 2 S, NH 3 , Cl - , Br - , I - и др. Вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, таки восстановителями в зависимости от партнера и условий протекания реакции. О таких веществах говорят, что они обладают окислительно-восстановительной двойственностью к ним относятся нитриты, сульфиты, MnO 2 и др. Окислительно-восстановительные реакции обычно делят на четыре группы 1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления; это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными веществами, например) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления; это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов разных элементов, входящих в состав одного итого же вещества 2 0 1 3 2 5 O Cl K O Cl K + → − − + 3) Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления); это реакции, в которых происходит увеличение и уменьшение степени окисления одного итого же элемента 18 KCl O Cl K O Cl K 4 7 3 5 + → + + 4) Реакции контрдиспропорционирования – это реакции, в которых участвуют два вещества с атомами одного итого же элемента в разных степенях окисления O H S O S S H 2 o 2 4 2 Нахождение стехиометрических коэффициентов в реакциях окисления- восстановления проводят двумя методами 1. Метод электронного баланса В методе электронного баланса сущность окислительно-восстановительных процессов выражают электронными схемами. Например, для реакции NaNO 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → NaNO 3 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O электронные схемы имеют вид N +3 – 2e - → N +5 5 Mn +7 + 5e - → Mn +2 2 Цифры 5 и 2 – множители, которые являются коэффициентами при формулах восстановителя (нитрита натрия) и окислителя (перманганата калия. Подставив их в левую и правую части схемы и учитывая, что на связь си расходуется 3 моль H 2 SO 4 , получим уравнение NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O 2. Метод полуреакций Этот метод используется для реакций в растворах электролитов. Он основан на составлении уравнений двух полуреакций (отдельно для процессов окисления и восстановления) сих последующим суммированием. В уравнениях полу- реакций должны выполняться законы сохранения вещества (сумма атомов в левой и правой частях должна быть одинаковой) и сохранение энергии (суммарный заряд всех частиц в левой и правой части должен быть одинаковым. Например, для схемы реакции NaNO 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → NaNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O следует вначале составить схему реакций в ионном виде NO 2 - + MnO 4 - + H + → NO 3 - + Mn 2+ + H 2 O, а затем записать полуреакции отдельно для процессов окисления и восстановления+ Н + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O 2 19 Помножив полуреакцию окисления на число 5, а полуреакцию восстановления на число 2 (при этом уравнивается и сокращается число электронов, производим их сложение 5NO 2 - + 5H 2 O + 2MnO 4 - + 16H + = 5NO 3 - + 10H + + 2Mn 2+ + 3H 2 O Сократив подобные, получим ионное уравнение 5NO 2 - + 2MnO 4 - + 6H + = 5NO 3 - + 2Mn 2+ + 3H 2 O, в соответствии с которым молекулярное уравнение реакции имеет вид 5NaNO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Полуреакции имеются в справочниках, но их можно составлять и самостоятельно, руководствуясь следующими правилами 1. В кислой среде восстановитель при необходимости присоединяет атомы кислорода отводы, при этом образуются катионы окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода катионам водорода, при этом образуется вода. 2. В нейтральной и щелочной средах восстановитель при необходимости присоединяет атомы кислорода от ионов (один атом от двух ионов, при этом образуется вода окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода молекулам воды, при этом образуются ионы (два иона из одной молекулы. Экспериментальная часть Целью работы является практическое ознакомление с наиболее распространенными окислителями и восстановителями, с различными типами окисли- тельно-восстановительных реакций, с методами составления уравнений окис- лительно-восстановительных реакций. Опыт 1. Реакции с участием кислорода воздуха Взять две пробирки, в одну поместить микрошпатель сульфата железа, в другую 2 – 3 капли раствора сульфата марганца. Сульфат железа растворить вводе, затем в обе пробирки ввести раствор щелочи KOH. Встряхивая пробирки, наблюдать потемнение осадков. Почему осадки темнеют Составить уравнения реакций получения гидроксида железа) и марганца, их последующего окисления кислородом воздуха (в присутствии воды в качестве среды) дои. Коэффициенты в окислительно- восстановительных реакциях подобрать методом электронного баланса. Отметить цвет осадков Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 ; Mn(OH) 2 и Mn(OH) 4 Сделать вывод о роли кислорода, Fe(OH) 2 ив этих реакциях. Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия В пробирку поместить 2 - 3 капли дихромата калия K 2 Cr 2 O 7 , добавить 7-8 капель серной кислоты, внести в подкисленный раствор один микрошпатель кристаллического сульфата железа, размешать. Наблюдать изменение окраски при протекании реакции. Записать схему реакции, учитывая, что продуктами является сульфат хрома, сульфат железа, сульфат калия и вода. Определить тип окислительно-восстановительной реакции, подобрать коэффициенты методами электронного баланса и полуреакций. Опыт 3. Окислительные свойства ионов металлов в высших степенях окисления а) Ион Fe 3+ – окислитель. В пробирку поместить 2 - 3 капли раствора хлорида олова) и добавить одну каплю раствора FeCl 3 . Добавить к продуктам реакции одну каплю роданида аммония NH 4 SCN. При появлении красного окрашивания раствора добавить еще две–три капли хлорида олова. Протекающие реакции записать последовательно сначала окисление хлорида олова) до хлорида олова (IV), затем, если реакция прошла не до конца, записать уравнение качественной реакции на ионы Fe 3+ : FeCl 3 + 3NH 4 SCN → Fe(SCN) 3 + 3NH 4 Cl В случае, если Fe 3+ восстановился полностью, красная окраска раствора исчезает. Написать уравнение реакции восстановления FeCl 3 хлоридом олова, коэффициенты подобрать двумя методами, обратить внимание на то, что в этом случае они идентичны. делать вывод об окислительно-восстановительных свойствах ионов Fe 3+ и б Ион Bi 3+ – окислитель. В пробирку поместить 2 - 3 капли хлорида олова, добавить по каплям раствор щелочи NaOH сначала недостаток, в результате чего в пробирке образуется белый осадок гидроксида олова) Затем прибавить избыток щелочи до полного растворения осадка с образованием тетрагидроксостанната(II) натрия по схеме Sn(OH) 2 + NaOH → Na 2 [Sn(OH) 4 ] К образовавшемуся тетрагидроксостаннату(II) натрия добавить 3 - 4 капли нитрата висмута. Происходит окислительно-восстановительная реакция, уравнение которой записать самостоятельно, учитывая, что она происходит в щелочной среде и что в результате реакции образуется гексагидроксостаннат(IV) натрия, висмут (в виде осадка черного цвета) и нитрат натрия. Подобрать стехиометрические коэффициенты двумя методами. К какому типу относится реакция Указать в ней окислитель и восстановитель. Опыт 4. Термическое разложение дихромата аммония В фарфоровую чашку поместить немного кристаллического дихромата аммония. Зажженной спичкой прикоснуться к его поверхности. Что наблюдается входе реакции Описать ход реакции. Записать схему реакции, учитывая, что продуктами разложения является оксид хрома, свободный азот и вода. Уравнять реакцию методом электронного баланса. Каков тип этой реакции Какое природное явление в уменьшенном масштабе она напоминает Опыт 5. Влияние среды на окислительные свойства 21 перманганата калия Перманганат-ион MnO 4 - является сильным окислителем. В зависимости от среды восстановление перманганат-иона происходит по-разному. а) Восстановление MnO 4 - в кислой среде В пробирку поместить 3 - 4 капли перманганата калия, добавить 5 - 10 капель раствора H 2 SO 4 , а затем внести один микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Что наблюдается при этом Написать уравнение реакции самостоятельно, учитывая, что продуктами являются сульфат марганца, сульфат натрия, сульфат калия и вода. Подобрать в ней коэффициенты методом полуреакций. б) Восстановление MnO 4 - в нейтральной среде Опыт проводится аналогично описанному в пункте а, только вместо серной кислоты в пробирку прибавить воду (5 - 8 капель, а затем один микрошпатель сульфита натрия. Образуется коричневый осадок диоксида марганца, а Na 2 SO 3 , окисляется до Написать уравнение реакции подобрать коэффициенты методом полуреакций. в) Окислительные свойства MnO 4 - в сильно щелочной среде Порядок проведения опыта аналогичен описанному в опыте а к раствору перманганата калия добавить 5 - 10 капель концентрированной щелочи KOH, затем всыпать 1 микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Схема реакции KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Подобрать стехиометрические коэффициенты самостоятельно. Примечание Если добавляется щелочь NaOH, тов качестве продуктов образуются одновременно манганат натрия и манганат калия. В отчете описать опыт, отметить окраску манганата калия, привести уравнение реакции и подобрать в нём коэффициенты методом полуреакций. г) Окислительные свойства перманганата калия в слабощелочной среде. При использовании в качестве среды разбавленного раствора щелочи и последующем действии сульфита натрия реакция протекает по схеме, описанной в опыте б. Только в самый первый момент может наблюдаться зеленое окрашивание раствора вследствие образования манганата калия (как в опыте в KMnO 4 + Na 2 SO 3 + NaOH(разб) → K 2 MnO 4 + Na 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Но вскоре цвет раствора начинает меняться, т. к. образующийся манганат-ион в нейтральной и слабощелочной средах является нестабильным K 2 MnO 4 + H 2 O → MnO 2 + KMnO 4 + KOH, так что конечным продуктом восстановления перманганат-иона в нейтральных и слабощелочных растворах является оксид марганца. Подобрать коэффициенты к обеим схемам окислительно-восстановительных реакций. К каким типам они относятся Вывод о влиянии среды на окислительные свойства перманганата калия рекомендуется сделать последующей схеме + 5е - 22 кислая среда MnO 4 - + 3e - нейтральная и слабощелочная среда + е- сильнощелочная среда Записать против каждой стрелки соответствующий продукт (по опытам 5а,б,в,г) с указанием его окраски. В какой среде перманганат-ион восстанавливается максимально, а в какой – минимально Работа 5. ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Введение Все химические реакции сопровождаются поглощением или выделением тепловой энергии. Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими, ас поглощением тепла – эндотермическими. Количество выделенного или поглощенного тепла называется тепловым эффектом реакции. Экспериментальное определение тепловых эффектов химических реакций проводят в специальных устройствах – калориметрах. Калориметр представляет собой сосуд, снабженный теплоизолирующей рубашкой для уменьшения теплообмена с окружающей средой. Простейший калориметр (рис. 2) состоит из двух стаканов наружного (1) и внутреннего (2) – собственно калориметра, установленного на теплоизолирующей подставке и снабженного крышкой (3) с отверстиями для термометра (4), воронки (5) и мешалки (6). Чтобы свести потери тепла к минимуму, внутренний стакан не должен касаться стенок внешнего. Рис. 2. Схема простейшего калориметра 1 3 2 4 5 6 1 - наружный стакан, 2 - внутренний стакан, 3 - крышка, 4 - термометр, 5 - воронка, 6 - мешалка Количество теплоты, выделившейся или поглотившейся входе реакции, определяется по известной формуле ⋅ K Q = Т, (1) где К – теплоемкость калориметра, Т – изменение температуры входе реакции. По физическому смыслу теплоемкость калориметра есть количество теплоты, необходимое для нагрева всех его частей на один градус. Она складывается из теплоемкости реакционной раствора (C p m p ) и теплоемкости внутреннего стакана (ст ст К = ст ст p p m C m C ⋅ + ⋅ (2) Поскольку концентрация раствора мала, удельная теплоемкость его принимается равной теплоемкости воды, те. 4,18 Дж/г·К; масса раствора известна и 23 теплоемкость раствора легко может быть вычислена. Однако теплоемкость стакана неизвестна и её необходимо определить экспериментально. Поэтому данная работа выполняется в два этапа 1) определение теплоемкости калориметра опыты 1 или расчёт); 2) определение теплоты реакции (опыты 2 - 4). Экспериментальная часть Цель работы. Определить тепловой эффект реакций гашения извести, нейтрализации щёлочи кислотой и взаимодействия алюминия с соляной кислотой. Опыт 1. Определение теплоемкости калориметра с помощью горячей воды Ход опыта. 1. Записать температуру пустого калориметра (Т. 2. В отдельный стакан набрать с помощью мерного цилиндра 100 мл нагретой до 50 - 60 Своды, температуру измерить с точностью до 0,1 Си записать Т. Быстро вылить нагретую воду во внутренний стакан калориметра. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру воды в калориметре и показания термометра заносить в таблицу Время, мин 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 СВ ходе измерений наблюдается три периода 1) температура в калориметре быстро уменьшается (нагревается внутренний стакан калориметра 2) температура стабилизируется (наступает тепловое равновесие 3) температура медленно уменьшается (за счет рассеивания тепла. Для расчетов теплоемкости брать температуру второго периода, остающуюся постоянной в течение 2 – 3 мин. Эту температуру назовём равновесной и обозначим символом θ (греч. тэта) Количество теплоты, сообщенное калориметру нагретой водой, определяется по уравнению Q C m T H O H O = ⋅ ⋅ − 2 2 2 ( ) θ (3) Количество теплоты, поглощенное калориметром, определяется по уравнению Q = K( θ - Т. (4) Поскольку левые части уравнений (3) и (4) равны, то приравниваем правые части и получаем формулу для расчета теплоемкости калориметра K C m T T T T H O H O = ⋅ ⋅ − − = ⋅ ⋅ − − 2 2 2 1 2 1 4 18 100 ( ) ( ) θ θ θ θ . (5) Определяемая по формуле (5) величина К измеряется в Дж/град. Вычисление теплоемкости калориметра Приблизительное значение теплоемкости калориметра может быть вычислено по формуле (2) при следующих условиях и допущениях 1) внутренний 24 стакан калориметра взвешивается на технохимических весах, рассчитанных на максимальную нагрузку дог) удельная теплоемкость стекла, из которого изготовлен стакан принимается равной 0,75 Дж/(г К). Опыт 2. Определение теплоты реакции гашения извести Реакцией гашения извести называется взаимодействие оксида кальция с водой, которое сопровождается выделением тепла и описывается уравнением к + ж = Ca(OH) 2 (к). Ход опыта 1. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл воды, выдержанной при комнатной температуре, температуру записать (Т. 2. На технохимических весах взвесить 5 – 10 г оксида кальция. 3. Всыпать оксид кальция в калориметр. Постоянно перемешивая, через каждую минуту замерять температуру и записывать ее в таблицу, такую же, как в опытах 1 и 2. Входе опыта наблюдается три периода 1) температура повышается, так как идет экзотермическая реакция 2) температура стабилизируется и некоторое время остается постоянной 3) температура понижается из-за рассеивания тепла. Для вычисления брать температуру второго периода, обозначив ее θ («тета»). Ход вычислений 1. Вычислить количество тепла, выделившегося в калориметре по формуле Q = ⋅ K ∆ T = ⋅ K ( θ – T), где К – теплоемкость калориметра, рассчитанная или определенная в опытах 1, 2. 2. Исходя из молярной массы и навески оксида кальция, пересчитать полученный результат на тепловой эффект реакции, обозначив его ∆Н° оп (дельта аш нулевое опытное) и выразив его в кДж/моль. 3. Исходя из энтальпий образования СаО (-635,5 кДж/моль), НО (-285,3 кДж/моль) и Са(ОН) 2 (-986,6 кДж/моль), вычислить теоретическое значение теплового эффекта реакции ∆Н° теор 4. Вычислить ошибку опыта (в %) по формуле В выводе указать на возможные причины ошибки опыта. Опыт 3. Определение теплоты реакции нейтрализации Реакцией нейтрализации называется взаимодействие сильных кислот со щелочами, которое описывается одними тем же ионным уравнением образования воды. Например HCl + NaOH = NaCl + H 2 O; H + + OH - = H 2 O HCl + KOH = KCl + H 2 O; H + + OH - = H 2 O HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O; H + + OH - = H 2 O 25 HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O; H + + OH - = H 2 O По этой причине теплота нейтрализации не зависит от состава кислот и щелочей и всегда равна одной и той же величине –57,2 кДж/моль. Ход опыта 1. Получить у лаборантаоднонормальные растворы кислоты и щелочи, выдержанные при комнатной температуре температуру (Т) записать. 2. Отмерить мерным цилиндром 50 мл кислоты и налить ее в калориметр. 3. Отмерить с помощью другого мерного цилиндра 50 мл раствора щелочи, влить ее через воронку в кислоту и перемешать. Наблюдать изменение температуры и записывать ее значения в таблицу, такую же по форме, как в опытах 1 и 2. Входе опыты наблюдается три периода 1) температура повышается, т.к. идет экзотермическая реакция нейтрализации 2) температура стабилизируется и некоторое время остается постоянной 3) температура понижается из-за рассеивания тепла. Для вычисления брать температуру второго периода, обозначив ее θ. Ход вычислений 1. Вычислить количество тепла, выделившегося в калориметре по формуле Q = ⋅ K ∆ T = ⋅ K ( θ – T), где К – теплоемкость калориметра (рассчитанная или определенная в опыте 1). 2. Определить количества (моль) кислоты и щелочи, взятые для опыта, и количество образующейся воды. 3. Вычислить энтальпию нейтрализации в кДж/моль и погрешность опыта. Опыт 4. Определение теплоты реакции алюминия с соляной кислотой Ход опыта. 1. На техно-химических весах взять навеску порошка или стружки алюминия массой около 0,5 г. 2. Во внутренний стакан калориметра налить 100 мл одномолярного раствора соляной кислоты и всыпать в него навеску алюминия при постоянном перемешивании раствора. 3. Наблюдать протекание реакции, записывая в таблицу, такую же, как в опытах 1 - 4, значение температуры раствора. 4. По значению максимальной (равновесной) температуры вычислить количество выделившегося тепла и рассчитать тепловой эффект реакции ∆Н° оп 4. По уравнению реакции кг) вычислить теоретическое значение теплоты реакции по стандартным энтальпиям образования НСl (р) (-167,5 кДж/моль) и Ар (-672,3 кДж/моль). 6. Определить погрешность опыта ив отчете указать на ее возможные причины. Работа 6. |