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 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
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: 1276; Нарушение авторских прав |