attachments_21-10-2012_19-29-50 / Лабораторный практикум по химии. Часть 2

Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова, А. Ю. Муканов

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ХИМИИ Часть II

Омск 2007

УДК 546

Лабораторный практикум по химии: Методические указания к выполнению лабораторных работ по химии. / Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова, А. Ю. Муканов. Омский государственный университет путей сообщения. Омск, 2007. 32 с.

Методические указания включают в себя три лабораторные работы по темам «Окислительно-восстановительные реакции», «Гальванические элементы, коррозия металлов» и «Электролиз». В данных работах изложены краткие теоретические сведения и дано описание методик проведения каждой лабораторной работы и практического занятия.

Указания составлены в соответствии с программой по химии для нехимических вузов и предназначены для студентов дневной и заочной формы обучения.

Библиогр.: 8 назв. Табл. 3. Черт. 2.

Рецензенты: доктор хим. наук А. С. Фисюк

Омский государственный университет путей сообщения, 2007

СОДЕРЖАНИЕ

Введение …………………….……………………………………………… 4

Лабораторная работа 6. Окислительно-восстановительные реакции ….. 5

6.1.Теоретическая часть ……………………………………………. 5

6.2.Экспериментальная часть ……………………………………… 10

6.3.Контрольные вопросы ……………………………………...….. 12

6.4.Контрольные задания …………………………………………... 12

Лабораторная работа 7. Гальванические элементы, коррозия металлов.. 12

7.1.Теоретическая часть …………………………………...…...…... 13

7.2.Экспериментальная часть ……………………………..……….. 18

7.3.Контрольные вопросы ………………………………….……… 21

7.4.Контрольные задания …………………………………………... 21

Лабораторная работа 8. Электролиз ……………………..………………. 22

8.1.Теоретическая часть ……………………………….…………… 22

8.2.Экспериментальная часть ………………………….…………... 26

8.3.Контрольные вопросы …………………………………………. 27

8.4.Контрольные задания …………………………………………... 28

Библиографический список ……………………………………………….. 28

Приложение 1.	Периодическая система элементов Д.И. Менделеева …		29
Приложение 2.	Растворимость кислот, оснований и солей в воде ……...		30
Приложение 3.	Стандартные	окислительно-восстановительные

потенциалы …………………………………………………………………. 31

3

ВВЕДЕНИЕ

Предлагаемые методические указания разработаны в соответствии с программой курса «Общая химия» на основе ранее изданных [9, 10] и включают в себя описание лабораторно-практических работ по основным разделам общей и неорганической химии.

При их составлении был учтен опыт проведения лабораторных работ со студентами, исправлены ошибки, внесены методические указания и дополнения.

Методические указания состоят из двух частей. В первую включена лабораторно-практическая работа «Строение атома и периодическая система элементов» и лабораторные работы «Комплексные соединения», «Скорость химических реакций и химическое равновесие», «Определение временной жесткости воды» и «Электролитическая диссоциация и гидролиз солей». Во вторую часть включены лабораторные работы «Окислительновосстановительные реакции», «Гальванические элементы, коррозия металлов» и «Электролиз».

Последовательность расположения теоретического материала и его объем способствует самостоятельному изучению теоретического материала студентами. Объем методического материала, приведенного в экспериментальной части каждой лабораторной работы, достаточен для самостоятельного выполнения лабораторных работ студентами.

Выполнение каждой лабораторной работы должно быть представлено как самостоятельное научное исследование с постановкой задачи, с ее теоретическим обоснованием, экспериментальной проверкой высказанного суждения, выводом из проделанной работы.

Авторы выражают искреннюю признательность рецензентам за замечания и пожелания при рецензировании, способствующие улучшению методических указаний.

4

Лабораторная работа 6

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы: изучить классификацию окислительно-восстановительных реакций (ОВР), влияние среды на протекание реакции, научиться расставлять коэффициенты в уравнениях ОВР с помощью метода электронного баланса, оценивать окислительно-восстановительные свойства веществ по их строению

иусловиям протекания реакций.

6.1.Теоретическая часть

6.1.1.Основные положения теории ОВР

Окислительно-восстановительные реакции являются одними из самых распространенных и имеют большое значение для теории и практики. Важнейшие процессы природы – дыхание, фотосинтез, обмен веществ, электролиз – являются окислительно-восстановительными. Многие промышленные процессы, такие как сгорание топлива, электролитическое получение металлов, пластмасс, медикаментов также являются окислительновосстановительными.

Реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов,

называются окислительно-восстановительными.

Изменение степени окисления реагирующих частиц происходит в результате отдачи или присоединения электронов.

Вещества, отдающие электроны, называются восстановителями, например, металлический натрий:

0				+1
Na - 1e-				Na	(6.1)
восст-ль
Вещества, принимающие электроны, называются окислителями,
например газообразный кислород:
O20 + 4e-				-2
				2 O	(6.2)

ок-ль

При отдаче электронов степень окисления элемента возрастает, а при присоединении уменьшается.

5

Окисление – это процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, например:

-2	+6
S - 8 e-		S (процесс окисления)	(6.3)

Восстановление – это процесс присоединения электронов, например:

+3	+2
Fe + 1 e-		Fe (процесс восстановления)	(6.4)

В окислительно-восстановительных реакциях элемент, который теряет электроны, окисляется, а элемент, который присоединяет электроны, – восстанавливается.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что электронная плотность всех химических связей смещена к одному из атомов (т.е. из предположения, что соединение состоит из ионов).

Положительная степень окисления определяется числом электронов, смещенных от данного атома, и отмечается знаком «+». Отрицательная степень окисления приписывается атомам, к которым происходит смещение электронов, и отмечается знаком «–».

Для определения степени окисления атомов в соединениях не обязательно знать число связей, которые образует данный атом, и направление смещения электронной плотности, достаточно воспользоваться следующими общими правилами:

1. Степень окисления элементов в простых соединениях равна нулю, например:

0 0 0 0 0 0 0

Zn, S, P, H2, O2, N2, K.

2.Водород в соединениях всегда проявляет степень окисления +1, за исключением гидридов металлов (соединений водорода с металлами), где

он проявляет степень окисления –1:

+1 +1 +1 -1 -1

H2O, KOH, H2SO4, искл.: CaH2, NaH.

3. Кислород в соединениях всегда проявляет степень окисления –2, за исключением перекиси водорода (–1) и фторида кислорода (+2):

-2 -2 -2 -1 +2

H2O, HNO3, KMnO4, искл.: H2O2, OF2.

6

4.В соединениях щелочные металлы (s-элементы I группы) всегда имеют степень окисления +1, щелочноземельные металлы (s-элементы II

группы) всегда +2, фтор всегда –1:

+1 +1 +2 +2 -1

NaNO3, KI, Ca(OH)2, BaSO4, LiF.

5.Алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов в молекуле равна нулю, алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов в ионе равна заряду этого иона.

Окислительно-восстановительные свойства различных элементов зависят от их способности принимать или отдавать электроны, которая, в свою очередь, зависит от их степени окисления и их расположения в периодической системе элементов Д. И. Менделеева.

Типичными восстановителями (донорами электронов) могут быть вещества содержащие элементы в минимальной или промежуточной степени окисления: металлы в нулевой степени окисления; катионы металлов, в которых степень окисления металла может увеличиваться; отрицательно заряженные ионы неметаллов в минимальной степени окисления; ионы в которых степень окисления неметалла может увеличиваться:

0 0 0 0 +2 +2 -1 -2 -3 +2 0 +3

Na, Zn, Al, Cr; MnCl2, FeSO4; KCl, H2S, NH4NO3; Na2S2O3, S, NaNO2.

Типичными окислителями являются вещества содержащие элементы в максимальной или промежуточной степени окисления: неметаллы в нулевой степени окисления; металлы и неметаллы в максимальной степени окисления:

0 0 0 0 +6 +5 +5 +7 +6 +4

O2, Cl2, F2, Br2, H2SO4, HNO3, H3PO4, KMnO4, K2Cr2O7, SnCl4.

Некоторые вещества, содержащие ионы в промежуточной степени окисления, в зависимости от условий способны проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, т.е. они проявляют окислительновосстановительную двойственность:

+4					0
SO + 2 H S					3S + 2 H O
ок-ль	2	2			2			(6.5)
+4					+6		+6
3 SO2	+ K2Cr2O7 + H2O					2 Cr(OH)SO4	+ K2SO4
восст-ль

7

Характер окислительно-восстановительных процессов во многих случаях зависит от кислотности среды, например, восстановление перманганат иона, содержащего марганец со степенью окисления +7, в различных средах протекает по-разному. В кислой среде Mn+7 восстанавливается до Mn+2, в нейтральной – до Mn+4, в щелочной – до Mn+6.

1.1.2. Уравнивание ОВР. Метод электронного баланса

Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций используют несколько методов, наиболее простым и распространенным из которых является метод электронного баланса. Этот метод основан на определении общего количества электронов, переходящих от восстановителя к окислителю. В результате уравнивания количество атомов каждого типа в левой части уравнения должно совпадать с количеством атомов этого же типа в правой части уравнения.

Рассмотрим схему уравнивания окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса на примере:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. (6.6)

1.Определяем степени окисления всех элементов, участвующих в данной реакции, используя выше приведенные правила:

+1 +7 -2	+2 +6 -2	+1 +6 -2	+2 +6 -2		+3 +6 -2	+1+6 -2	+1 -2
KMnO4	+ FeSO4	+ H2SO4		MnSO4	+ Fe2(SO4)3	+ K2SO4	+ H2O. (6.7)

2.Определяем элементы, изменившие степени окисления, выписываем их с учетом количества в соединениях (6.8 а) и, если требуется, уравниваем (6.8 б). Затем определяем, какой из элементов отдал, а какой принял электроны в ходе реакции, определяем количество отданных и принятых электронов (6.8 в). Поскольку в окислительно-восстановительных реакциях количество отданных и принятых электронов должно совпадать, то уравнения процессов окисления и восстановления необходимо умножить на соответствующие коэффициенты, которые отделяются от уравнений вертикальной чертой (6.8 г):

8

а)

+2

б)

в)

г)

+7

+7

+2

+7

+2

+7

+2

Mn

Mn

Mn

Mn

Mn + 5e-

Mn

Mn + 5e-

Mn

2

+2

+3

+2

+3

+2

+3

+2

+3

(6.8)

Fe

Fe2

2 Fe

Fe2

2 Fe - 2e-

Fe2

2 Fe - 2e-

Fe2

5.

3.Полученные коэффициенты переносим в основное уравнение реакции. Так, коэффициент 2 подставляем в левую и правую части уравнения перед соединениями, содержащими Mn; коэффициент 5 ставим перед соединениями, содержащими Fe. Так как при составлении электронного баланса мы уравнивали железо в левой части, то в основном уравнении в левой части перед железом необходимо ставить удвоенный коэффициент

(2х5=10):

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4		2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O. (6.9)

4.Определяем элемент, который в одной из частей уравнения (левой или правой) полностью уравнен, и подбираем коэффициент в противоположной части уравнения, так, чтобы уравнять данный элемент. В нашем примере в левой части полностью уравнен калий, его количество – 2, следовательно, и в правой части уравнения его тоже должно быть 2, т.е. перед K2SO4 в правой части должна быть 1. После этого в правой части уравнения сера становиться полностью уравненной, ее количество – 18, в левой части перед серной кислотой необходимо поставить коэффициент 8, чтобы уравнять серу:

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 1 K2SO4 + H2O (6.10)

5.Последним этапом уравниваем атомы водорода и проверяем правильность расстановки коэффициентов по кислороду (суммарное количество атомов кислорода в левой и правой части уравнения должно совпадать):

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 1 K2SO4 + 8 H2O. (6.11)

1.1.3. Типы окислительно-восстановительных реакций

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы:

9

Межмолекулярные реакции – реакции, в которых окислитель и восстановитель содержатся в различных молекулах:

+7

+2

+2

+3

2 KMnO

+ 10 FeSO

+ 8 H SO

2 MnSO

+ 5 Fe (SO

)

+ 1 K SO

+ 8 H O. (6.12)

ок-ль

4

восст-ль 4

2

4

4

2

4

3

2

4

2

Внутримолекулярные

–

реакции,

в

которых

окислителем и

восстановителем являются разные элементы, но в одной и той же молекуле, например:

-3	+5	+1
NH4NO3			N2O + 2 H2O.	(6.13)
ок-ль	восст-ль

При составлении баланса, учитываем, что N2O образуется и в результате окисления и в результате восстановления:

+5	+1
N + 4e-				N	1	(восстановление)	(6.14)
N-3- 4e-				N+1	1	(окисление).

Диспропорционирования – реакции самоокисления-самовосстановления, т.е. реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же молекуле, например:

4 J2 + 8 NaOH							2 NaJO2 + 6 NaJ + 4 H2O
ок-ль	0	+ 2e-			-1
восст-ль
	J2						2 J	3	(восстановление)	(6.15)
	J0	- 6e-			+3
							2 J	1	(окисление).
	2

1.2. Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные свойства хромата калия.

В две пробирки налейте по 5-7 капель раствора хромата калия K2CrO4 (раствор желтого цвета) и по 2-3 капли: в первую – раствора серной кислоты, во вторую – раствора гидроксида натрия.

Изменение окраски раствора в одной из пробирок на оранжевую обусловлено переходом иона CrO42-, устойчивого в щелочной среде, в ион Cr2O72-, устойчивый в кислой среде. Напишите уравнение реакции.

10