Лабораторный практикум по химии. Практикум по общей и неорганической химии
 Скачать 2.2 Mb.
|
|
Переосаждение малорастворимых веществ. Получение сульфида свинца (II) из сульфата свинца (II). В пробирку внести 2 капли раствора нитрата свинца (II) и прибавить туда же три капли раствора сульфата натрия. Осадок какого вещества образовался Осадку дать отстояться и кусочком фильтровальной бумаги или пипеткой отобрать жидкую фазу. К осадку добавить 3–4 капли сульфида аммония и перемешать осадок стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка Какое вещество образовалось Описать опыт и наблюдаемые явления. Написать ионно- молекулярные уравнения реакций, выражения произведения растворимости и их численные значения (табл. 8) для полученных малорастворимых веществ. В выводе объяснить переход одного осадка в другой. 2. Получение хромата свинца (II) из сульфата свинца (II). Проделать опыт аналогично опыту а по получению сульфата свинца (II) и перевести его в хромат свинца (II). Как изменился цвет осадка Описать опыт и наблюдения, написать уравнения реакций. Записать численные значения произведений растворимости полученных веществ и объяснить переход сульфата свинца (II) в хромат свинца (II). 3. Получение йодида серебра из хромата серебра и сульфида серебра из йодида серебра. В пробирку внести 3 капли раствора хромата калия, добавить 2 капли раствора А, отметить цвет образовавшегося осадка. После отстаивания осадка удалить раствор пипеткой или фильтровальной бумагой. К осадку добавить 2–3 капли раствора йодида калия и перемешать его стеклянной палочкой. Как изменился цвет осадка Дополнительно прибавить 3–4 капли раствора сульфида натрия и вновь наблюдать изменение цвета осадка. В отчете описать опыт и написать уравнения всех реакций, протекающих походу превращений AgNO 3 → Ag 2 CrO 4 ↓ → AgI↓ → Ag 2 S ↓ Используя численные значения ПР (табл. 8), объяснить направление протекания каждой реакции. Опыт 5. Растворение осадков малорастворимых веществ. Образование растворимых комплексных соединений. В трех пробирках получить осадки хлорида, бромида и йодида серебра взаимодействием растворов соответствующих солей с нитратом серебра (по 2–3 капли каждого реактива. Отметить цвет осадков. К осадкам в каждую пробирку добавить по 2–3 капли раствора аммиака. Размешать содержимое пробирок стеклянной палочкой. В каком случае осадок растворяется быстро и полностью Осадок какого вещества практически не растворяется 87 В отчете описать опыт и написать уравнения реакций получения галогенидов серебра. Привести характеристики (ПР, К д , Кн) соединений, участвующих в реакциях растворения галогенидов серебра в аммиаке Г + 2NH 4 OH ' Г + НО Объяснить, почему хлорид и бромид серебра растворяются, а ио- дид серебра практически нерастворим в аммиаке. 2. Получение сульфидов, растворяющихся в кислотах- неокислителях. Приготовить раствор сульфата железа (II). К 3–4 каплям приготовленного раствора прибавить 2–3 капли раствора сульфида натрия. Наблюдать образование осадка FeS. Внести в пробирку 5–6 капель 2 н. серной кислоты. Что происходит с осадком Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования и растворения сульфида железа (II). Объяснить причину смещения равновесия второй реакции в сторону растворения осадка. Провести и описать такие же опыты по получению сульфидов марганца) и цинка и их растворению в серной кислоте. Повторить опыты, заменив разбавленную серную кислоту соляной. Сделать вывод о возможности (или невозможности) осаждения FeS, MnS и ZnS сероводородной водой (вместо Na 2 S) и проверить свое заключение опытом. Контролирующие материалы 1. Напишите схему гетерогенного химического равновесия между осадком малорастворимой соли Ag 2 CrO 4 и её ионами в растворе. Напишите выражение для константы равновесия этого процесса и произведения растворимости этой соли. 2. Вычислите молярную концентрацию хлорида свинца (II) в насыщенном растворе, если произведение растворимости этой соли по справочным данным равно 2,0·10 –5 3. Вычислите объем воды, в котором может раствориться один грамм сульфата свинца (II), произведение растворимости которого равно. Определите направление реакций переосаждения (двойного обмена. Определите, выпадет ли осадок AgNO 2 (ПР = 6,0·10 –4 ) при смешивании одинаковых объемов сантимолярных растворов нитрата серебра и нитрита калия. Приведите соответствующие вычисления. 6. Расположите вещества сульфат бария BaSO 4 (ПР = 1·10 -10 ), гидроксид хрома Cr(OH) 3 (ПР = 4·10 –15 ) и гидроксид магния ПР = 8·10 –12 ) вряд по увеличению их растворимости вводе. Таблица 8 Произведения растворимости, константы диссоциации и константы нестойкости веществ, получаемых или используемых в лабораторной работе Произведение растворимости Вещество ПР К д К н AgCl 10 10 8 , 1 − ⋅ – – AgBr 13 10 0 , 6 − ⋅ – – AgI 16 10 1 , 1 − ⋅ – – Ag 2 S 51 10 0 , 1 − ⋅ – – Ag 2 CrO 4 12 10 1 , 1 − ⋅ – – PbCl 2 5 10 0 , 2 − ⋅ – – PbBr 2 6 10 0 , 8 − ⋅ – – PbI 2 9 10 0 , 8 − ⋅ – – PbS 27 10 0 , 1 − ⋅ – – PbSO 4 8 10 0 , 2 − ⋅ – – PbCrO 4 14 10 8 , 1 − ⋅ – – BaSO 4 10 10 1 , 1 − ⋅ – – BaC 2 O 4 7 10 7 , 1 − ⋅ – – BaCrO 4 10 10 2 , 1 − ⋅ – – NH 4 OH – 5 10 8 , 1 − ⋅ – H 2 O – 16 10 8 , 1 − ⋅ – [Ag(NH 3 ) 2 ] + – – 8 10 7 − ⋅ 89 Глава четвертая. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Работа 15. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов. Окислением называется процесс повышения, а восстановлением – понижения степени окисления. Атом, молекула или ион, в котором степень окисления элемента повышается, называется восстановителем а в котором понижается – окислителем. Согласно электронной теории (Пи- саржевский Л.В., 1914), изменение степеней окисления в окислительно- восстановительных реакциях обусловлено отдачей электронов восстановителем и присоединением их окислителем. Окислителями являются простые вещества – неметаллы (галогены, кислород, сера и др, а также кислоты и соли, в которых центральный атом имеет высшую степень окисления (HNO 3 , HClO 3 , К, К, KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , и др. Восстановителями являются металлы, некоторые неметаллы (водород, углерод, кремний) и соединения, в которых имеется атом в низшей степени окисления (H 2 S, NH 3 , Н, К, К, SnCl 2 и др. Вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, таки восстановителями в зависимости от партнера и условий проведения реакции. О таких веществах говорят, что они обладают окислительно-восстановительной двойственностью к ним относятся нитриты, сульфиты, MnO 2 и др. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций. 1. Межмолекулярное окисление-восстановление. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными веществами, например O H SO K ) SO ( Cr O N Na SO H O Cr K O N Na 2 4 2 3 4 2 3 3 5 4 2 7 2 6 2 2 3 + + + → + + + + + + 2. Внутримолекулярное окисление-восстановление. Это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов разных элементов, входящих в состав одного итого же вещества, например 2 0 1 3 2 5 O Cl K O Cl K + → − − + 90 3. Диспропорционирование. Это реакции, в которых происходит увеличение и уменьшение степени окисления одного итого же элемента окислителем и восстановителем является одно и тоже вещество 1 4 7 С. Контрдиспропорционирование. 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 Определение стехиометрических коэффициентов перед веществами в реакциях окисления-восстановления проводят двумя методами электронного баланса и полуреакций. 1. Метод электронного баланса В этом методе 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 5 3 N e 2 N + + = − 5 2 7 Mn e 5 Mn + + = + 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 с ионами K + и Mn 2+ расходуется 3 моль H 2 SO 4 , получают уравнение. 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 полуреакций должны выполняться законы сохранения вещества (сумма атомов в левой и правой частях должна быть одинаковой) и сохранения энергии (суммарный заряд всех частиц в левой и правой частях должен быть одинаковым. 91 Например, для реакции NaNO 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → NaNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O вначале необходимо составить схему реакции 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. 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, получаем 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 обычно составляют самостоятельно, руководствуясь следующими правилами 1. В кислой среде восстановитель 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 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 и с различными типами окислительно-восстановительных реакций. Опыт 1. Реакции с участием кислорода Взять две пробирки. В одну поместить микрошпатель сульфата железа, в другую 2–3 капли раствора сульфата марганца (II). Сульфат железа растворить вводе, затем в обе пробирки ввести раствор щелочи. При встряхивании пробирок осадки темнеют. Почему 92 Написать уравнения реакций получения гидроксидов железа (II) и марганца (II), 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 капель серной кислоты, внести в подкисленный раствор один микрошпатель кристаллического сульфата железа (II), размешать стеклянной палочкой. Наблюдать изменение окраски при протекании реакции. Записать схему реакции, учитывая, что продуктами является сульфат хрома (III), сульфат железа (III), сульфат калия и вода. Определить тип окислительно-восстановительной реакции, подобрать коэффициенты методами электронного баланса и полуреакций. Опыт 3 . Окислительные свойства ионов металлов 1. Ион Fe 3+ – окислитель. В пробирку поместить 2–3 капли раствора хлорида олова (II) и добавить одну каплю раствора хлорида железа (III). Добавить к продуктам реакции одну каплю роданида аммония NH 4 SCN. Это реактив, с помощью которого в растворах обнаруживают катионы железа Fe 3+ . При появлении красного окрашивания раствора добавить еще две-три капли хлорида олова (II). Уравнения протекающих реакций записать последовательно. Сначала написать уравнение качественной реакции на ионы Fe 3+ : FeCl 3 + 3NH 4 SCN → Fe(SCN) 3 + 3NH 4 Cl Затем написать уравнение реакции восстановления FeCl 3 хлоридом олова (II) (в случае, если Fe 3+ восстановился полностью, красная окраска раствора исчезает. делать вывод об окислительно- восстановительных свойствах ионов Fe 3+ и Sn 2+ 2. Ион Bi 3+ – окислитель. В пробирку поместить 2–3 капли хлорида олова (II), добавить по каплям раствор щелочи NaOH сначала недостаток, в результате чего в пробирке образуется белый осадок гидроксида олова (II) Sn(OH) 2 . Затем прибавить избыток щелочи до полного растворения осадка с образованием тетрагидроксостанната (II) натрия по уравнению Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 4 ] 93 К образовавшемуся тетрагидроксостаннату (II) натрия добавить раствор нитрата висмута (III) (3–4 капли. Происходит окислительно- восстановительная реакция, уравнение которой необходимо записать самостоятельно, учитывая, что среда щелочная и что в результате реакции образуется гексагидроксостаннат (IV) натрия, металлический висмут (в виде осадка черного цвета) и нитрат натрия. Найти стехиометрические коэффициенты перед веществами двумя методами. К какому типу относится реакция Указать в ней окислитель и восстановитель. Опыт 4. Термическое разложение дихромата аммония В фарфоровую чашку поместить горкой кристаллический дихромат аммония. Зажженной спичкой прикоснуться к его поверхности. Что наблюдается входе реакции Описать ход реакции. Написать схему реакции, учитывая, что продуктами разложения является оксид хрома (III), свободный азот и вода. Уравнять реакцию методом электронного баланса. Каков тип этой реакции Какое природное явление в уменьшенном масштабе она напоминает Опыт 5. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода 1. НО – окислитель. В пробирку поместить 5–6 капель раствора пероксида водорода, подкислить раствор 3 каплями серной кислоты и добавить одну каплю раствора йодида калия. Наблюдать появление малинового окрашивания. На образование какого продукта оно указывает Написать уравнение реакции. Определить в ней коэффициенты методом полуреакций. Указать окислитель и восстановитель. 2. НО – восстановитель. В пробирку поместить 5–6 капель раствора перманганата калия, подкислить раствор 5 каплями серной кислоты и добавить одну каплю раствора пероксида водорода. Наблюдать выделение газообразного продукта (какого. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктами её протекания являются кислород, сульфат марганца (II), сульфат калия и вода. Определить в ней коэффициенты методом полуреакций. Указать окислитель и восстановитель. Повторить эксперимент, заменив перманганат калия на дихромат калия. 3. Диспропорционирование пероксида водорода. В пробирку поместить капель раствора пероксида водорода и столько капель воды. Добавить несколько кристалликов твердого MnO 2 . Что наблюдается Написать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель и тип реакции. 94 Опыт 5. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия Перманганат-ион MnO 4 – является сильным окислителем. В зависимости от среды восстановление перманганат-ионов происходит по- разному. 1. Восстановление MnO 4 - в кислой среде В пробирку поместить 3–4 капли перманганата калия, добавить 5–10 капель 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 (II), сульфат натрия, сульфат калия и вода. К какому типу относится эта окислительно-восстановительная реакция Определить в ней коэффициенты методом полуреакций. 2. Восстановление MnO 4 - в нейтральной среде Опыт проводится аналогично описанному в пункте 1, только вместо серной кислоты в пробирку прибавить воду (5–8 капель, а затем один микрошпатель кристаллического сульфита натрия. В растворе образуется коричневый осадок оксида марганца (IV), а сульфит натрия окисляется до сульфата натрия. Написать уравнение реакции самостоятельно и найти коэффициенты методом полуреакций. 3. Окислительные свойства MnO 4 - в сильно щелочной среде Порядок проведения опыта аналогичен опыту 1: к раствору перманганата калия добавить 10 капель концентрированной щелочи KOH, затем всыпать один микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Схема реакции 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 полу- реакций. 4. Окислительные свойства MnO 4 - в слабощелочной среде При использовании в качестве среды разбавленного раствора щелочи и последующем действии сульфита натрия реакция протекает по схеме, описанной в опыте 2. Только в самый первый момент может наблюдаться зеленое окрашивание раствора вследствие образования манганата калия как в опыте 3): KMnO 4 + Na 2 SO 3 + NaOH (разб) → K 2 MnO 4 + Na 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O 95 Но вскоре цвет раствора начинает меняться, так как образующийся манганат-ион в нейтральной и слабощелочной средах является нестабильным, так что конечным продуктом восстановления перманганат-иона в слабощелочных растворах, как ив нейтральных, является Найти коэффициенты в схемах окислительно-восста-новительных реакций методом полуреакций. К каким типам ОВР они относятся Вывод о влиянии среды на окислительные свойства перманганата калия рекомендуется сделать последующей схеме е- кислая среда MnO 4 - +3e - нейтральная и слабощелочная среда е- сильнощелочная среда Записать против каждой стрелки соответствующий продукт (по опытами) с указанием его окраски. В какой среде перманганат- ион восстанавливается максимально, а в какой – минимально Контролирующие задания 1. Среди веществ – хлорид железа (II), хлорид железа (III), металлическое железо сероводород, сульфит натрия, серная кислота – укажите восстановитель, окислитель и вещество с окислительно- восстановительной двойственностью. 2.. Определите стехиометрические коэффициенты в реакциях Н + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O MnO 2 + KClO 3 + KOH = K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O Укажите в них окислитель, восстановитель и среду. 3. Укажите уравнения реакций межмолекулярной, внутримолекулярной и диспропорционирования в уравнении реакции диспропорционирования определите стехиометрические коэффициенты Cl 2 + NaOH = NaCl + NaClO 3 + H 2 O Cl 2 + K 2 MnO 4 = KCl + KMnO 4 KClO 3 = KCl + O 2 Zn + HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + N 2 + H 2 O 96 |