Практическая часть

Опыты №1,2,3 выполняются следующим образом: на полоску универсальной индикаторной бумаги нанести несколько капель раствора, а затем сравнить окраску бумаги со шкалой. Оформить опыты, выбрав подходящее название для 2 и 3 опыта.

Опыт №1. Индикаторный метод определения рН растворов

Измерить значения рН растворов кислот и оснований, а также 2-х солей, указанных преподавателем, результаты занести в табл.6.1. На основании измеренных значений рН рассчитать для каждого из растворов концентрации ионов Н⁺ и ОН^-, а также указать реакцию среды (кислая, нейтральная или щелочная). Расчетные формулы и пример расчета для одного из растворов привести после таблицы.

Таблица 6.1. Значения рН водных растворов электролитов

Название растворов	рН растворов	, моль/л	, моль/л	Реакция среды
1. Дист. вода 2. СН3СООН 3.HCl 4. NH4OH 5. NaOH 6. 7.

Опыт №2. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой

По характеру среды водного раствора выбрать соль, относящуюся к данному типу. Написать уравнение гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярных формах.

На основании измеренного значения рН данной соли и табличного значения константы диссоциации слабой кислоты рассчитать константу и степень гидролиза данной соли.

Опыт №3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

По характеру среды водного раствора выбрать соль, относящуюся к данному типу. Написать уравнение гидролиза соли в молекулярной и ионно-молекулярных формах.

На основании измеренного значения рН данной соли и табличного значения константы диссоциации слабого основания рассчитать константу и степень гидролиза данной соли.

Опыт №4. Влияние разбавления на степень гидролиза

Разбавить исходный 0,1М раствор одной из солей водой в 10 раз с помощью мерного цилиндра, измерить рН полученного раствора и сравнить его с измеренным ранее рН соли до разбавления. Сделать вывод о влиянии разбавления на степень гидролиза.

Опыт №5. Влияние нагревания на степень гидролиза

Раствор одной из солей налить в микропробирку и нагреть до 50 – 60 ⁰С путем помещения на водяную баню. Измерить рН нагретого раствора соли и сравнить его с измеренным ранее рН соли при комнатной температуре. Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза.

Лабораторная работа №7

Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: проведение ряда окислительно-восстановительных реакций, составление их уравнений методом электронно-ионного баланса и определение типа реакции.

Теоретическая часть

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающие переходом электронов от одних атомов и ионов к другим, в результате чего меняется степень окисления элементов. При этом элемент, отдающий электроны, называется восстановителем, а элемент, который принимает электроны ─ окислителем.

Степенью окисления называется заряд атома, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле окислителя и восстановителя являются ионными.

При определении степени окисления атомов в соединениях можно руководствоваться следующими положениями:

1. Степень окисления атомов в простых веществах (например, I₂, O₂, S, Al, Zn и т. п.) принимается равной нулю.

2. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов КН, NaH, CaH₂ и т. д.) проявляет степень окисления +1.

3. Кислород во всех соединениях, за исключением пероксидов, супероксидов и фторида кислорода обладает степенью окисления ─ 2.

4. Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (Li, Nа, К, Cs, Fr) +1 и щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) +2.

5. Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений числа атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна 0.

Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций коэффициенты не подбираются, как в случае реакций ионного обмена, а вычисляются на основании уравнений электронного или электронно-ионного баланса. Проиллюстрируем оба метода на примере реакции, протекающей по схеме:

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O.

По методу электронного баланса вначале определяют степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах и находят элементы, изменяющие свою степень окисления:

Na⁺¹Cr⁺³O₂^-2 + Br₂⁰ + Na⁺¹O^-2H⁺¹ ® Na₂⁺¹Cr⁺⁶O₄^-2 + Na⁺¹Br^-1 + H₂⁺¹O^-2,

затем для этих элементов составляют уравнения электронного баланса:

| 2 восстановитель;

| 3 окислитель.

Коэффициенты 2 и 3 получены исходя из непременного условия, что количество электронов, принимаемых окислителем, должно быть равно количеству электронов, отдаваемых восстановителем. Выставив найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем, затем уравнивают реакцию в целом:

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH = 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O.

По методу электронно-ионного баланса уравнения электронного баланса составляют не для элементов, а для ионов или молекул, в состав которых в водных растворах входят элементы, изменяющие свою степень окисления. Для уравнивания используют находящиеся в растворе молекулы воды и ионы, определяющие характер среды (в данном случае ионы ОН^-):

| 2 восстановитель;

| 3 окислитель.

Коэффициенты перед окислителем и восстановителем определяются аналогично методу электронного баланса. Преимуществом метода электронно-ионного баланса является то, что одновременно определяются и коэффициенты перед моекулами воды и молекулами, определяющими характер среды (в данном случае NaОН):

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH ® 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O

Классификация ОВР:

а) межмолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества:

P⁰ + HN⁺⁵O₃ + H₂O ® H₃P⁺⁵O₄ + N⁺²O;

б) внутримолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся в составе одной и той же молекулы:

KN⁺⁵O₃^-2 ® KN⁺³O₂ + O₂⁰;

в) реакции диспропорционирования (самоокисления ─ самовосстановления), при которых происходит окисление и восстановление атомов одного и того же элемента в одной и той же степени окисления:

KCl⁺⁵O₃ ® KCl^-1 + KCl⁺⁷O₄;

г) реакции обратного диспропорционирования, где окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления:

H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ ® S⁰ + H₂O.

Определение продуктов окислительно-восстановительной реакции является непростой задачей, поскольку их состав зависит от концентрации реагирующих веществ, от кислотности среды и т. д. Так, например, Мn⁺⁷ в кислой среде восстанавливается до Мn⁺², в нейтральной ─ до Мn⁺⁴ и в щелочной – до Мn⁺⁶.

Следует также учитывать, что чем более сильный восстановитель участвует в реакции, тем более глубоко восстанавливается окислитель и наоборот. Так, при реакции разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами (Bi, Сu, Ag) oбpaзyeтcя NO, а при реакции ee с активными металлами (Zn, Mg, Ca) ─ N₂O, N₂ или NH₃.

Надо также иметь в виду, что ряд элементов может проявлять целый набор различных степеней окисления. В таблице приведены возможные степени окисления для наиболее распространенных окислителей и восстановителей, соответствующие данным степеням окисления соединения.

Только окислительные свойства проявляют элементы, имеющие высшую степень окисления, только восстановительные ─ элементы в низшей степени окисления и свободные металлы. Элементы, имеющие промежуточную степень окисления, а также свободные неметаллы за исключением F₂ могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.