Учебное пособие «Лабораторные работы по химии»



страница9/11
Дата04.11.2012
Размер0.94 Mb.
ТипУчебное пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Для реакции образования иона [Ni(NH3)6]+2 в растворе



Ni2+ + 6NH3 [Ni(NH3)6]+2

константа устойчивости будет:


Константа устойчивости является мерой комплексообразования – большей величине константы устойчивости соответствует большая концентрация комплекса при равновесии.

Сравнение константы устойчивости комплексных ионов


[Ag(NO2)2]- [Ag(NH3)2]+ [Ag(S2O3)2]3- [Ag(CN)2]-

7,7*102 1,5*107 1*1013 1*1021 показывает, что наиболее устойчивым из этих комплексов является последний, а наименее устойчивый – первый.

Значения констант нестойкости могут сильно колебаться, особенно для комплексных анионов. Если значения Кнест. комплексного аниона достаточно велики, то это означает, что по существу, мы имеем вместо комплексной соли двойную соль.

Двойными солями называются продукты замещения атомов водорода в кислотах на два различных катиона. В водных растворах двойные соли диссоциируют, образуя два различных катиона и анионы одного вида

NaAl(SO4)2 = Na+ + Al3+ + 2SO42-
2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. АНИОННЫЙ КОМПЛЕКС (ТЕТРАИОДОВИСМУТАТ КАЛИЯ)
В пробирку к 3-4 каплям раствора хлорида висмута прибавить по каплям раствор иодида калия до выпадения темно-бурого осадка иодида висмута. Растворить этот осадок в избытке раствора иодида калия.

Задание: Каков цвет полученного раствора? Может ли эта окраска обусловливаться присутствием ионов К+, I-, Bi3+? Какой из этих ионов может быть комплексообразователем? С какими лигандами он мог образовать в данном растворе сложный ион? Ответ мотивировать.

Написать уравнения реакций: образования иодида висмута с избытком иодида калия. Написать уравнение электролитической диссоциации полученного комплексного соединения.
Опыт 2. Гидроксокомплексы
В три пробирки поместить раздельно растворы солей цинка, хрома (III), алюминия и в каждую из них добавить по каплям раствор щелочи. Наблюдать вначале выпадение осадков, а затем их растворение в избытке щелочи.

Задание: Написать уравнения реакций, учитывая, что образуются растворимые гидроксокомплексы, содержащие ионы [Zn(OH)4]2-, [Cr(OH)6]3-. Зная, что гидроксиды цинка, хрома, алюминия растворяются также в кислотах, указать, к какому типу они относятся.
Опыт 3.
Катионный комплекс
Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся в пробирку 3-4 капли раствора сульфата никеля и такой объем раствора едкого натра. К осадку добавить 5-6 капель раствора аммиака. Что происходит? Сравнить окраску ионов Ni2+ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора. Присутствием каких ионов обусловлена окраска раствора?

Задание: Написать уравнения реакций: образования гидроксида никеля (II), взаимодействия гидроксида никеля с аммиаком и уравнение электролитической диссоциации образовавшегося комплексного основания (координационное число никеля принять равным шести). Какое основание является более сильным: простое или комплексное? Ответ обосновать.
ОПЫТ 4. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ В РЕАКЦИЯХ ОБМЕНА
В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди добавить такой же объем раствора комплексной соли К4[Fe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди. Написать молекулярное и ионное уравнение реакций.
ОПЫТ 5. ДВОЙНЫЕ СОЛИ
В пробирке растворить двойную соль (NH4)2SO4*FeSO4*6H2O (соль Мора) и разделить на 3 пробирки. В первую пробирку добавить 5-6 капель раствора сульфид натрия, во вторую - раствор хлорида бария. Выпавший черный осадок представляет собой сульфид железа (II). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции? В третью пробирку добавить 7-8 капель 2н раствора гидроксида натрия и нагреть на водяной бане. подержать над пробиркой лакмусовую бумажку, смоченную водой. По изменению окраски лакмуса и по запаху определить, какой газ выделяется. Написать ионные уравнения реакции. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывает эта реакция? Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора. Проверить действие раствора сульфида аммония обнаруживаются ли ионы Fe2+ в растворе K4[Fe(CN)6] Наблюдается ли выпадение черного осадка FeS?

Задание: Описать наблюдаемые явления. Ответить на вопросы и написать уравнения реакций. Написать уравнение электролитической диссоциации K4[Fe(CN)6]. Чем отличается электролитическая диссоциация двойной соли от диссоциации соли, содержащей устойчивый комплексный ион?

Лабораторная работа № 10

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы – ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Не стоит путать понятия - степень окисления и валентность. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом. Поэтому валентность не имеет знака. Степень окисления (С.О) может быть положительной, нулевой и отрицательной.

При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:

  1. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов NaH, KH, CaH2 - она равна -1 и тд.) проявляет степень окисления +1.

  2. Кислород во всех соединения (за исключением пероксидов H2O2, BaO2 и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF2 – она равна +2) обладает степенью окисления -2.

  3. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Ho2, O o2, Feo, Zno и др.

  4. При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H2SO-24. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:

(+1) * 2 + х + (-2) * 4 = 0, отсюда х = -2 + 8 = +6.

Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ионе равняется заряду иона. Например, определим степень окисления серы в сульфат-ионе SO2-4:

х + (-2) * 4 = -2; х = -2 + 8 = +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны называется восстановителем.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем.

В зависимости от степени окисления атомы являются окислителями или восстановителями. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H+, Hg+2, Zn+2 и тд.) и входят в состав сложных ионов : S6+ - в виде SO2-4, N+5 в ионе NO-3, Mn +7 – в ионе MnO-4 и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеют наивысшую электроотрицательность. Только восстановительными свойствами обладают ионы типа (Сl- , Br-, I-, Se-2, Te-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N-3 в NH-3, O2- в H2O, S-2 в H2S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N+3 – в HNO22; N+22 – в NO; N+ - в N2O; No – в N2; N-3 – в NH4OH; S+4 – в SO2; S+2 – в SO; So – в S2.

Наиболее распространенные окислители и восстановители рекомендуется запомнить. Окислители: галогены, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, O2, O3, H2O2, H2SO4 (конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, ионы Au+3, Ag+, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.

Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2, H2SO3, HI, HBr, HCl, SnCl2, FeSO4, MnSO4, NH3, NO, альдегиды , спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионно-электронный метод). Обычно различают три типа ОВР: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Молекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах. Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества. В реакциях диспропорционирования молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

В ОВР необходимо учитывать роль среды. Например: ион MnO4- в кислой среде восстанавливается до Mn+2 (бесцветный раствор), в нейтральной среде – до MnO2 (бурый осадок), а в щелочной – до MnO-24 (зеленый осадок).

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их окислительно-восстановительные потенциалы. Чем больше алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо найти ЭДС гальванического элемента, образованного из данного окислителя и восстановителя. ЭДС (Е) окислительно-восстановительного элемента равна:
Е = φок. – φвосст.

где φок. – потенциал окислителя

φвосст. – потенциал восстановителя

Если Е > 0, то данная реакция возможна. Для выяснения возможности использования К2Сr2О7 в качестве окислителя определим ЭДС следующих гальванических элементов:




F2 F Cr2O-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 2,85 = -1,49 В Е < 0




Cl2 Cl- CrO-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 1,36 = 0 В Е = 0




Br2 Br- Сr2O-27 Cr+3 ; E = 1,36 - 1,07 = 0,29 В Е > 0




I2 I Сr2O-27 Cr+3 ; E = 1, 36 – 0,53 = 0,83 В Е > 0
Дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:

2Brֿ - 2eˉ = Br2 ; 2Iֿ - 2eˉ = I2
ПРИМЕР 1.

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение: Степень окисления n в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3(промежуточная), +5 (высшая): n (S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n (Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 - только окислители; HNO3, H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.

ПРИМЕР 2.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H2S и HI; б) H2S и H2SO3; в) H2SO3 и HСlO4?

Решение: а) степень окисления в H2S n (S) = -2; в HI n (1) = 1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H2S n (S) = -2 (низшая); в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;

в) в H2SO3 n (S) = +4 (промежуточная); в HСlO4 n (Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

ПРИМЕР 3.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.

H2S-2+ KMn+7O4 + H2SO4 S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

Далее составляем электронные уравнения


Восстановитель S־2 - 2еֿ S0 5 процесс окисления

Окислитель Mn+7+ 5eֿ MN+2 2 процесс восстановления
И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах.

Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:

5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 3S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2*4 + 3*4 = 20 и в правой –2*4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –восстановитель (S-2) и элемент-окислитель (Mn+7) находятся в разных веществах.

Переписываем уравнение в ионно-молекулярной форме:

5H2S + МnOֿ4 +6H+ = 5S +2Mn+2 + 8H2O
ПРИМЕР 5.

К какому типу относятся следующие ОВР:
(NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + H2O




K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + КОН
При помощи электронных уравнений составьте коэффициенты в этих реакциях.

Решение:

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O

Восстановитель Nֿ3 - 3еֿ N0 1- процесс окисления

3

Окислитель Cr+6 + 3eֿ Cr+3 1- процесс восстановления
Эта внутримолекулярная реакция, так как элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества.
3K2MnO4 + H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4КОН
Восстановитель Mn+6 - еֿ Mn+7 2- процесс окисления
Окислитель Mn+6 +2еֿ Mn+4 1- процесс восстановления
В этом случае имеет место реакция самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), так как металлы одного и того вещества реагируют друг с другом как окислители как восстановитель.


1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Похожие:

Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Лабораторные работы по химии»
Лабораторные работы по химии./ Т. А. Донская, Н. П. Космачевская, В. А. Яскина, С. Ф. Лапина, О. Б. Русина. – Братск: Бргту. 2003....
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие предназначено для студентов всех специальностей, выполняющих лабораторные работы по разделу "Статистическая физика" в рамках курса общей физики. Учебное пособие состоит из трех глав и Приложения
Кроме того, в каждой работе дано по 30 контрольных вопро-сов, предназначенных для самоконтроля студентов. В приложении дана таб-лица...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconМетодическое пособие Т. П. Монич, И. Д. Гришин Нижний Новгород 2010
В пособии представлены демонстрационные, лабораторные и практические работы по химии для учащихся 8 класса. Развитие первичных навыков...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconМетодическое пособие Т. П. Монич, И. Д. Гришин Нижний Новгород 2005 Нижегородский физико-математический лицей №40
В пособии представлены демонстрационные, лабораторные и практические работы по химии для учащихся 8 класса. Развитие первичных навыков...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconБанк данных по общей и биоорганической химии Buben, A. L
М-во здравоохр. Респ. Беларусь, уо "Гродн гос мед ун-т", [Каф общей и биоорганической химии] = Лабораторные указания к практическим...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Основы косметической химии»
Учебное пособие предназначено для студентов специальности 050501. 04 Профессиональное обучение (дизайн), специализации Парикмахерское...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Основы работы в Excel»
Учебное пособие предназначено для студентов имтп, а также может быть использовано при самостоятельном освоении современного программного...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие для самостоятельной работы для студентов
Учебное пособие предназначено для облегчения выполнения самостоятельной работы студентами специальности 21200, 072500. В пособии...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие для студентов гуманитарных специальностей вузов в трех частях Часть 1 4-е издание, исправленное Минск
Данное учебное пособие является результатом работы всего коллектива кафедры иностранных языков Института государственного управления...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconПрактикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие, М.: Высш. Шк., 2008. 220 с. (С грифом умо)
Стась Н. Ф., Плакидкин А. А., Князева Е. М. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие, М.: Высш. Шк.,...
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org