Главная Случайная страница



Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать неотразимый комплимент Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника







ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 6. “Окисно-відновні реакції”





“Окисно-відновні реакції”

Мета роботи: Ознайомитися з окисно-відновними реакціями, основними окисниками і відновниками, навчитися визначати напрямок і повноту перебігання окисно-відновних реакцій.

1.Теоретичні основи: Окислювально-відновними звуть реакції що перебігають зі зміною ступеню окислення реагуючих речовин і супроводжуються переходом електронів від одних елементів до інших. Окисником зветься речовина у склад якої входить атом елемента що приєднує електрони (ступінь окислення зменшується). У процесі окисно-відновної реакції окисник відновлюється. Відновник – атом елемента, що віддає електрони. Відновник у процесі окисно-відновної реакції окислюється (ступень окислення збільшується). Таким чином для перебігання окисно-відновної реакції необхідна участь як мінімум двох окислювальне відновних систем, які звуться окисно-відновними парами (редокс парами). Редокс пара – окислена Ох і відновлена Red форми одного і того ж елементу, наприклад Ох/Red. Окислена форма є окисником, а відновлена – відновником. У загальному вигляді окисно-відновну реакцію можливо визначити схемою:

Ox1 + Red2 Red1 + Ox2,

де: Ox1/Red1, Ox2/ Red2 - відповідно редокс пари першого і другого елементів.

Кожна редокс пара має більшу чи меншу окислювальну спроможність, яка характеризується окисно-відновним потенціалом. Розрізняють стандартний і реальний редокс потенціали.

Стандартним потенціалом даної редокс пари Е0 вважають ЕРС гальванічного елементу, складеного з досліджуваного електроду при концентраціях окисною і відновної форм 1 моль/л, температурі 250С і стандартного водневого електроду, потенціал якого прийнято за 0:

Е02Н+/Н2 = 0.

Реальний потенціал залежить від деяких факторів. Ця залежність підпорядковується рівнянню Нернста:

,

де Е0 – стандартний редокс потенціал;

R – універсальна газова стала:

T - абсолютна температура;

n – число прийнятих чи відданих електронів;

F – стала Фарадея;

[Ox] – активність (концентрація у розведених розчинах) окисної форми;

[Red] – активність (концентрація розведених розчинів) відновленої форми;



a,b – стехіометричні коефіцієнти.

Порівнюючи стандартні потенціали редокс пар можливо вирішити питання о принциповій можливості перебігання окисно-відновної реакції і її напрямку.

Зі збільшенням значення Е0 збільшується сила окислювача (окисленої форми) і зменшується сила відновника ( відновленої форми). Тому для взятих редокс пар більш сильний окисник (окислена форма редокс пари з більш позитивним потенціалом) буде відбирати електрони у більш сильного відновника (відновлена форма редокс пари з більш негативним потенціалом) і при цьому будуть утворюватися більш слабкі окисник і відновник.

Принципова можливість перебігання окисно-відновної реакції буде при різних окисно-відновних потенціалах редокс пар. Якщо окисно-відновні потенціали однакові, реакція неможлива.

Наприклад, для двох редокс пар:

Cl2/2Cl- E0 = + 1,36B

Fe3+/Fe2+ E0 = + 0,77B

окисником буде Cl2, а відновником Fe2+ і напрямок реакції буде наступним:

Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3, але не

2Fe3 + 2Cl- = 2Fe2+ + Cl2.

Чим більше різниця окисно-відновних потенціалів, тим більш повно перебігає реакція у сторону утворення продуктів реакції. При різниці у 0,4В і більше можна вважати, що реакція незворотна.

Таблиця 6.1 - Стандартні електродні потенціали у водних розчинах деяких редокс пар

Редокс пара Рівняння процесу (іонно-електронна полу реакція) Е0, В
S2O82-/2SO42- S2O82- + 2e = 2SO42- + 2,010
H2O2/ H2O H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O +1,770
MnO4-/Mn2+ MnO4-+8 H++5e=Mn2++4H2O +1,510
Cl2/2Cl- Cl2 + 2e = 2Cl- +1,359
Cr2O72-/2Cr3+ Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2O +1,333
NO3-/NO NO3- +4H++3e = NO + 2H2O +0,960
O2/H2O O2 + 4H+ + 4e = 2 H2O +1,229
O2/H2O(10-7M) O2 + 4H+ + 4e = 2 H2O +0,815
Ag+/Ag Ag+ + 1e = Ag +0,799
MnO4-/MnO2 MnO4-+2H2O+3e = MnO2+4OH- +0,600
MnO4-/MnO42- MnO4- + 1e = MnO42- +0,560
Fe3+/Fe2+ Fe3+ +1e = Fe2+ +0,771
Fe3+/Fe Fe3+ +3e = Fe -0,036
Fe2+/Fe Fe2+ +2e = Fe -0,440
Sn4+/Sn2+ Sn4+ + 2e = Sn2+ +0,150
Сu2+/Cu Сu2+ + 2e = Cu +0,337
Сu2+/Cu+ Сu2+ + 1e = Cu+ +0,159
Сu2+/CuI Сu2+ + I- + 1e = CuI +0,860
I2/2I- I2 + 2e = 2I- +0,536
S4O62- /S2O32- S4O62- + 2e = 2S2O32- +0.090
S/S2- S + 2e = S2- -0,480
SO42-/SO32- SO42-+H2O+2e=SO32-+2OH- -0,930

 

 

До типових окисників відносяться: прості речовини, атоми яких мають високу електронегативність(галогени, оксиген), катіони і аніони, які містять атоми з високим ступенем окислення(Fe3+, Pb4+, MnO4-, CrO4-). До типових відновників відносяться прості речовини з малою ЕН, наприклад метали, водень, карбон; аніони, атоми яких знаходяться у низькій ступені окислення – Cl-, I-, S-2. Стандартні електродні потенціали у водних розчинах деяких окисників і відновників наведені у таблиці 6.1.



 

2.Експериментальна частина.

Дослід 1. Витіснення більш активним металом менш активного з його солі. У одну пробірку внесіть 6-7 крапель розчину CuSO4, а у другу стільки ж розчину Na2SO4. У обидві пробірки занурить по однієї гранулі Zn. Які зміни Ви спостерігаєте у пробірках? Поясніть Ваші спостереження за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів і напишіть рівняння реакцій. Стандартні окисно-відновні потенціали для металів складають: Na+/Na E0 = -2,714B, Zn2+/Zn E0 =-0,763B, Сu2+/Cu E0 =+0,337B.

Дослід 2.Взаємодія алюмінію з фосфатною кислотою. Внесіть у пробірку 8-10 крапель фосфатної кислоти і трохи порошку алюмінію. Злегка підігрійте розчин(Обережно! Не направляйте пробірку у лице.). Спостерігайте утвореня бульбашок газу за схемою реакції:

Al + H3PO4 AlPO4 + H2 .

Поясніть Ваші спостереження за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів і напишіть рівняння реакцій.

Дослід 3.Взаємодія Na2SO3 з вільним йодом. Внесіть у пробірку 2-3 краплі Na2SO3 і додайте одну краплю спиртового розчину йоду. Зверніть увагу на зміну забарвлення розчину йоду з коричневого до безбарвного, що свідчить про відновлення вільного йоду до іонів йоду за схемою реакції:

Na2SO3 + I2 + H2O Na2SO4 + HJ.

Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння реакцій.

Дослід 4.Окислення іонів J- іонами Fe3+ . У пробірку помістить 2-3 краплі розчину солі FeСl3 і одну краплю розчину KJ. Вміст пробірки розбавити дистильованою водою до слабо-жовтого кольору і внести 1-2 краплі розчину крохмалю.

FeСl3 + KJ →

Про що свідчить наявність темно-синього забарвлення? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.

Дослід 5.Окислення іонів Fe2+ H2O2 (Гідроген пероксидом). Внести в пробірку 3-4 краплі свіжо приготовленого розчину FeSO4 (Феруму (ІІ) сульфату) і додати до нього 1-2 краплі 2н розчину NaOH (Натрій гідроксиду).

FeSO4 + NaOH →

Відмітити колір осаду.

До отриманого розчину додати 1-2 краплі розчину H2O2 (Гідроген пероксиду).

Fe(OH)2 + H2O2

Про що свідчить наявність іржавого забарвлення? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.

Дослід 6.Окислення іонів Cr3+ H2O2 (Гідроген пероксидом). У пробірку внесіть 1-2 краплі розчину солі Cr2 (SO4)3 (Хром (ІІІ) сульфату) і додати по краплях 2н розчин 2н розчину NaOH (Натрію гідроксиду) доти, поки первинний осад, що випав, Cr(OH)3, цілком не розчиниться в результаті утворення хроміту Na3 [Cr(OH)6].

Cr2(SO4)3 + NaOHнадл

Відзначте колір розчину.

До отриманого розчину хроміту Na3 [Cr(OH)6] додайте 1-2 краплі розчину H2O2 (Гідроген пероксиду).

Na3 [Cr(OH)6] + H2O2

Відзначте колір розчину. Про що свідчить перехід зеленого кольору в жовтий? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.

 

Контрольні питання і завдання

1.Які реакції звуться окисно-відновними?

2.Яка речовина, що приймає участь у окисно-відновній реакції зветься окисником, а яка відновником?

3.Що таке окисно-відновна пара?

4.Як впливає величина окисно-відновного потенціалу редокс пари на силу її окисної і відновної форм?

5.Які з приведених нижче рівнянь реакцій є окисно-відновними? Вкажіть в них окисник і відновник. Відповідь мотивуйте.

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

2NaBr + 2H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + SO2 + 2H2O

PBr3 + 3H2О = 3HBr + H3PO3

CaО + H2O = Cа(OH)2

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

MnО2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2. Які з зазначених речовин можуть виявляти тільки окисні властивості?

HClО4, KClО3, NaBr, Fe

CaCl2, FeCl2, Cl2, PH3

TіО2, Na2S, S, Cu

3. Підібрати коефіцієнти в наступних окисно-відновних реакціях і вказати окисники і відновники:

H2S + HNO3 = H2SO4 + NO + H2O

H2S + Cl2 + H2O = H2SO4 + HCl

Zn + H2SO4(конц.) = H2S + ZnSO4 + H2O

FeCl2 + KNO3 + HCl = FeCl3 + NO + KCl + H2O

Mn2O7 + Cr2O3 = CrО3 + MnО

Mn(NO3)2+ PbО2 + HNO3 = HMnО4 + Pb(NO3)2 + H2O

KClО3 = KClО4 + KCl.








Date: 2015-05-04; view: 914; Нарушение авторских прав



mydocx.ru - 2015-2021 year. (0.015 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию