Влияние кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома

Опыт 13. В три пробирки налить по ~2 мл раствора перманганата калия. В одну до­­ба­вить ~1мл разбавленного раствора серной кислоты, в другую - ~1 мл кон­цен­т­ри­ро­ван­ной щелочи, а в третью – 1 мл воды. В каждую пробирку добавить раствор сульфита натрия. Отметить изменение окраски растворов.

Опыт 14. Налить в пробирку ~2 мл раствора бихромата калия, подкисленного 2-3 кап­­ля­ми разбавленной серной кислоты и добавить раствор оксалата натрия до обес­цве­чивания раствора.

Опыт 15. Налить в пробирку ~2мл раствора хлорида хрома (III) и добавить рас­т­­вор гид­рок­сида натрия, наблюдая последовательное образование осадка гид­рок­­си­да хро­ма(III) и его последовательное растворение в избытке основания с об­ра­зо­ванием зе­ле­ного раст­во­ра гидроксокомплекса хрома(III). К ~2 мл полу­чен­ного раствора доба­вить бромной во­ды и наблюдать изменение окраски раст­во­ра.

На ос­новании опытов 13-15 сделать вы­вод о влиянии кислотности среды на окис­ли­тельно-восстано­ви­тель­ные свойства соеди­не­ний марганца и хрома.

Окислительно-восстановительная двойственность

Опыт 16. В две пробирку налить ~2 мл раствора перманганата калия, а в две дру­гие – иоди­да калия. Растворы подкислить 2-3 каплями серной кислоты. Ис­пы­тать действие на растворы перманганата калия и иодида калия добавления к ним – раст­воров нит­ри­та нат­рия и пере­киси водорода. Отметить изменение ок­рас­ки растворов и сделать вы­вод об окис­­­литель­но-восстановительных свойст­вах нитри­та натрия и пероксида водо­ро­да.

Реакции диспропорционирования

Опыт 17. Поместить в пробирку кристаллик иода, давить к нему ~3 мл раст­во­ра гидроксида натрия и реакционную смесь подогреть на спиртовке. Отметить раство­ре­ние иода и обра­зо­вание бесцветного раствора. Охладить пробирку с по­лученным раствором до ком­­нат­ной температуры и постепенно добавить раз­бав­ленный раст­вор серной кисло­ты. Что на­б­людается. Сделать вывод о составе «иодной воды» в кислых и щелочных вод­ных раст­ворах.

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления

Опыт 18. Поместить в сухую пробирку несколько кристалликов бихромата ам­мо­­ния и ос­торожно нагреть пробирку на спиртовке до начала реакции разло­же­ния соли, на­зы­­ва­е­мую “реакцией вулкана”. Ометить образование газообразных про­дук­тов и объем­­ного зе­ле­ного порошка.

Опыт 19. Поместить в сухую пробирку несколько кристалликов перманганата ка­лия и ос­торожно нагреть пробирку на спиртовке до разложения соли. Отме­тить из­мене­ние ок­рас­ки соли. После ох­лаж­де­ния пробирки до комнатной тем­пе­ратуры добавить ~5 мл во­ды и перемешать полученную смесь. Наблюдать пе­реход зеле­ной окраски в фи­олетовую и образование бурового осадка.

Сделать вывод о том, какие химические со­­е­динения мо­гут подвергаться ре­ак­циям внут­ри­мо­леку­ляр­но­го окисления-восста­нов­ления.

6. Эквивалент, закон эквивалентов

Одним из основных стехиометрических законов, определяющих коли­чест­­вен­­ное соотношение между химическими соединениями в различных хи­ми­чес­ких процессах, является открытый в начале XIX века Дальтоном закон эквивалентов – вещества соединяются или взаимно замещают друг друга в количествах, равных или пропорциональных их эквивалентам. В связи с этим, на­ряду с молем, важнейшей ха­рак­­теристикой химических соединений, оп­реде­ля­ющей их ко­ли­чество в различных химических процессах, является величина экви­валента вещества.

Эквивалентом вешества называется такое его коли­чест­во, которое сое­ди­ня­ется или замещает в химических реакциях один моль ато­мов водорода. Мас­са одного эк­ви­валента вещества называется эквивалентной массой. Пользуясь понятием эквива­лент­ной массы, закон эквивалентов можно сформулировать сле­дующим образом – массы реагирующих веществ пропорциональны их массам. Например, при взаимо­дейс­твии двух веществ Х и У с эквивалентными мас­сами Э_х и Э_у для их массовых ко­ли­честв m_x и m_y справедливо соотношение: m_x  m_y = Э_х  Э_у.

Для газообразных веществ, наряду с эквивалентной массой, вводится поня­тие об эквивалентном объеме – это объем, занимаемый одним эквивалентом вещества.

Определение эквивалентов химических элементов, образующих водородные сое­ди­нения непосредственно вытекает из их молекулярных формул – например, исходя из простейших формул водородных соединений элементов II периода: LiH, BeH₂, BH₃, CH₄, NH₃, H₂O, HF очевидно, что эквиваленты лития и фтора составляют 1 моль, берилия и кислорода – моля, бора и азота - моля и уг­ле­ро­да - моля. Для эле­ментов, устойчивые водородные соединения которых не образуются, величина эквивалента может быть получена косвенным путем на основании состава какого ли­бо соединения этого элемента с элементом, ве­личина эквивалента которого из­вестна. Например, серебро не образует ус­той­чи­вого соединения с водородом, но известен его оксид Ag₂O. Поскольку эк­ви­ва­лент кислорода составляет 0,5 моля, то из состава ок­си­да серебра следует, что эквивалент серебра равен 1 молю. Для меди также не ха­рак­тер­но образование устойчивого водородного соединения, но известны два оксида – Cu₂O и CuO. Это показывает, что, в отличие от серебра, медь характеризуется двумя вели­чи­на­ми эквивалентов и соответствующих эквивалентных масс – 1 моль (63,5 г/моль) при образовании соединений меди(I) и 0,5 моля (36,75 г/моль) при обра­зо­ва­нии соединений меди(II).

Таким образом, в отличие от моля и мольной массы, величина эквивалента и эк­­ви­ва­лентной массы химических элементов зависит от их степени окисления в сое­ди­не­нии. Причем, учитывая, что водород имеет единичную как положитель­ную, так и от­ри­цательную степень окисления, эквивалент химического эле­мен­та определяется аб­солютной величиной его степени окисления, которую по тра­ди­ции называют элек­т­ро­­валентностью элемента. В результате этого величина эк­вивалента химического эле­­мента в соединении обратно пропорциональна его электровалентности (В), а эк­ви­ва­лентная масса равна мольной массе деленной на его электровалентность: Э = М/В.

Понятие эквивалента применимо не только к химическим элементам, но и к раз­­но­об­разным химическим соединениям. Так, эквивалент бинарных соедине­ний равен сум­ме эквивалентов химических элементов, входящих в его состав – на­пример, эк­ви­ва­лентная масса хлоридов МCl_x и оксидов М_уО_z металлов оп­ре­де­ляется:

Э(МCl_x) = Э_М + Э_Cl = (Э_М + 35,5) г/моль

Э(М_yO_z) = Э_М + Э_O = (Э_М + 8) г/моль,

где Э_М – эквивалентная масса металла, а 35,5 и 8 г/моль – эквивалентные массы хло­ра и кислорода в этих бинарных соединениях.

Пример. 1. При взаимодействии 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г суль­фи­да железа. Найти эквивалентную массу железа и установить простейшую формулу по­лу­ченного сульфида.

Решение. Из условия задачи следует, что на 5,6 г железа приходится (8,8 – 5,6) = 3,2 г серы. Поскольку образуется сульфид железа, то электровалентность серы равна двум, а ее эквивалентная масса Э_S = М_s/2 = 32/2 = 16 г/моль

Согласно закону эквивалентов массы взаимодействующих железа и серы про­пор­ци­­ональны их эквивалентным массам: