Лабораторна робота № 13

Отримання та властивості колоїдних розчинів.

Мета роботи: ознайомитися з методами отримання колоїдних розчинів та їх властивостями.

Прилади та реактиви: водяна баня, горілка, хімічні стакани, пробірки, скляна паличка. Сірководень. Розчини: таніну, карбонату натрію, хлороводневої кислоти, азотної кислоти, нітрату срібла, тартрату оксосурми (ІІІ) калію, хлориду заліза (ІІІ), хлориду натрію, сульфат натрію, гідрофосфату натрію, силікату натрію, желатини. Вода дистильована.

ДОСЛІД 1. Отримання колоїдних розчинів.

1.1. Отримання колоїдного розчину срібла відновленням його з солі.

Налити до пробірки її об’єму 0,001н. розчин нітрату срібла, додати 2 краплі свіже приготованого розчину таніну і одну краплю 1% розчину соди. Вміст пробірки перемішати скляною паличкою і 2-3 хв. нагрівати на водяній бані. Танин відновлює нітрат срібла до вільного срібла, яке залишається в розчині у колоїдному стані.

Завдання. Відмітити колір отриманого золю срібла.

1.2. Отримання колоїдного розчину сульфіду сурми реакцією обміну.

Налити до пробірки ½ її об’єму 0,3% розчин тартрату оксосурми (ІІІ) калію KSbOC₄H₄O₆ і повільно пропускати крізь нього сірководень до утворення жовто-червоного золю сульфіду сурми.

Завдання. Записати рівняння реакції отримання сульфіду сурми. Скласти формулу міцели сульфіду сурми.

1.3. Отримання колоїдного розчину гідроксиду заліза (ІІІ).

До стакану (50мл) налити 20 мл дистильованої води. Нагріти воду у стакані до кипіння. У підготовлену воду повільно ввести 30 крапель розчину хлориду заліза (ІІІ). Отриманий розчин знову нагріти і кип’ятити 1-3 хвилини. Відмітити колір утвореного золю.

Завдання. Записати рівняння реакції отримання гідроксиду заліза (ІІІ) у молекулярному та іонному вигляді.. Скласти формулу міцели гідроксиду заліза (ІІІ). Який знак заряду її гранули?

ДОСЛІД 2. Коагуляція колоїдних розчинів.

2.1. Коагуляція золю гідроксиду заліза (ІІІ).

Налити в 3 пробірки до ½ об’єму гідрозоль заліза (ІІІ). По краплях додавати з бюретки 0,1н розчини: до першої – хлорид натрію, до другої – сульфат натрію, до третьої – гідрофосфат натрію. Рахувати число крапель до зміни вигляду розчину (поява помутніння або осаду).

Завдання. Як впливає заряд коагуляційного іону на час, що проходить до початку коагуляції? Що називають порогом коагуляції?

2.2. Отримання гелю кремнієвої кислоти з золю.

До пробірки з 4-5 краплями хлороводневої кислоти внести 1-2 краплі насиченого розчину силікату натрію. Отриманий золь кремнієвої кислоти нагрівати слабким полум’ям горілки до переходу у гель.

Завдання. Яке значення має нагрівання? Для яких колоїдів нагрівання приводить до утворення гелів?

ДОСЛІД 3. Захист колоїдів.

Налити в дві пробірки до ½ їх об’єму 0,001н розчин нітрату срібла і по одній краплині 2н розчин азотної кислоти. До одної пробірки додати 10 крапель 0,5% колоїдного розчину желатини, до другої – такий же об’єм дистильованої води. Розчини перемішати. До обох пробірок додати одну краплю 0,1н розчину хлориду натрію і збовтати.

Завдання. Пояснити чому розчин, до якого був доданий розчин желатини не помутнів, а з’явилася лише слабка опалесценція?

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ.

1. Які системи називають дисперсними?

2. Чи є колоїдні розчини гомогенними системами?

3. Якими шляхами можна відрізнити колоїдний розчин від істинного?

4. Який склад міцели колоїду?

5. Опишіть оптичні, кінетичні і електричні властивості колоїдних розчинів.

6. Чим пояснюється стійкість колоїдних систем?

7. Способи отримання колоїдних розчинів.

8. Поясніть механізм коагуляції і седиментації колоїдних розчинів.

ЗАДАЧІ.

1. Складіть формулу міцели сульфіду кадмію, що був отриманий в надлишку сірководню. Який з вказаних електролітів має найбільшу коагулюючу здатність по відношенню до даного золю: NaCl, Na₃PO₄, CaCl₂?

2. До золю гідроксиду заліза (III) додано в роздільних сосудах однакові об’єми 0,1М розчинів КС1, K₂SO4 та К₃РО₄. В якому випадку коагуляція відбудеться раніше, в якому пізніше? Поясніть причину різної коагулюючої дії електролітів.

Тема: ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ.

Всі хімічні реакції можна розділити на два типи.

До першого типу відносять реакції, які відбуваються без зміни ступеню окислення атомів, що входять до складу речовин. Наприклад,

Ag⁺¹N⁺⁵O₃^-2 = Ag⁺¹CI^-1 + Na⁺¹N⁺⁵O₃^-2

Ca⁺²C⁺⁴O₃^-2 = Ca⁺²O^-2 + C⁺⁴O₂^-2

Ступень окислювання кожного з атомів після реакції не змінилася.

До другого типу відносять реакції, що відбуваються із зміною ступіня окислення атомів одного або декількох елементів. Так, наприклад у реакціях:

Zn⁰ + 2H⁺¹CI^-1 = Zn⁺²CI₂^-1 + H₂⁰

Sn⁺²CI₂^-1 + 2Fe⁺³CI₃^-1 = Sn⁺⁴CI₄^-1 + 2Fe⁺²CI₂^-1

Цинк і гідроген у першій, олово і залізо в другій реакції змінюють ступень окислення.

Реакції, при яких змінюється ступені окислення атомів, молекул або іонів, які реагують, називаються окисно-відновними.

Щоб правильно скласти рівняння окисно-відновної реакції, розглянемо основні положення теорії окисно-відновних реакцій.

Процес віддачі електронів, що супроводжується підвищенням ступеня окиснення елементу, називається окисленням. Наприклад,

Fe⁰ - 2ē =Fe⁺³

H₂⁰ - 2ē = 2H⁺¹

Процес приєднання електронів, що супроводжується зниження ступеня окислення елементу, називається відновленням. Наприклад,

S⁰ + 2ē = S^-2

Cr⁺³ + ē = Cr⁺²

Отже, атоми, молекули або іони (Fe⁰, H₂⁰), що віддають електрони, називаються відновниками. Атоми, молекули або іони, що приймають електрони

(S⁰, Cr⁺³), називаються окислювачами.

Число електронів, що віддаються атомами, молекулами, іонами відновника дорівнює числу електронів, що приєднуються атомами, молекулами та іонами окислювача.

Число електронів, що зміщаються від одного атома або іона до другого, називається ступенем окислення елементу.

Ступень окислення це умовне поняття, що не відображає дійсного розподілу зарядів між атомами.

Ступень окислення елементу в простих речовинах дорівнює нулю (Н₂, О₂, Со, Ag, К).

Ступень окислення атома гідрогену (+1) за винятком гідридів металів, де вона дорівнює (-1). Наприклад,

Na⁺¹H^-1, K⁺¹H^-1, Ca⁺²H₂^-1 і т.д.

Ступень окислення оксигену у більшості випадків дорівнює (-2), за винятком перекисних сполук (Н₂⁺¹О₂^-1 і Na₂⁺¹O₂^-1), де він дорівнює (-1), і фторид оксигену O⁺²F₂^-1, у якому ступень окислення дорівнює (+2).

У сполуках алгебраїчна сума ступенів окислювання дорівнює нулю. Наприклад, H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2.

Для визначення ступеня окислення елементів у сполуках можна користуватися числовими величинами електронегативності елементів. Нам вже відомо, що електрони зміщаються в хімічній сполуці від елементу з меншою електронегативністю до елементу з більшою електронегативністю. Так, наприклад, у РІ₃ загальні електрони зміщаються від фосфору до йоду, тому ступень окислення фосфору дорівнює +3, а йоду –1. У нітриді йоду NI₃ ступень окислення нітрогену і йоду дорівнює –3 і +1, оскільки електронегативність нітрогену більш, ніж електронегативність йоду.

Методи складання рівнянь реакцій окислювання-відновлення.

В основному застосовують два методи упорядкування рівнянь окисно-відновних реакцій: метод електронного балансу та електронно-іонний метод.

Метод електронного балансу заснований на визначенні загального числа електронів, що переміщаються від відновника до окислювача. При упорядкуванні рівнянь окисно-відновних реакцій необхідно:

1. Скласти схему реакції.

2. Визначити, які з елементів змінюють ступень окислення і записати над відповідними символами в лівій і правій частинах схеми.

3. Скласти електронні рівняння для процесів окислення і для процесів відновлення елементів і за правилом найменшого кратного визначити коефіцієнти для відновника, окислювача і для продуктів їх перетворення, з огляду на те, що число електронів, що втрачається відновником повинно рівнятися числу електронів, що приєднує окислювач.

4. Коефіцієнти для інших речовин підбираються в останню чергу, починаючи з металів, металоїдів (крім гідрогену та оксигену), потім зрівнюємо число атомів гідрогену.

5. Перевірити вірність упорядкування рівнянь підрахунком числа атомів оксигену в обох його частинах.

6. Визначити, яка речовина є відновником, а яка – окислювачем. Наприклад, окислення сірководню перманганатом калію у кислому середовищі. Реакція йде за схемою:

H₂S^-2 + KMn⁺⁷O₄ + Н₂SO₄ → S⁰ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

У цій реакції ступень окислення змінюється у сірки і мангану. Складаємо електронні рівняння для процесу окислення і процесу відновлення:

S^-2 - 2ē = S⁰ 5

Mn⁺⁷ + 5ē = Mn⁺² 2

Найменше кратне – 10.

Сірка – відновник, ступень окислення підвищився від –2 до 0.

Манган – окислювач, ступень окислювання знизиться від +7 до +2.

Коефіцієнти 5 і 2 переносимо в рівняння реакції:

5H₂S + 2KMnO₄ + Н₂SO₄ → 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

калій і манган зрівняли. Підраховуємо кількість груп SO₄^-2. Їх три в правій частині, отже, і в лівій частині перед Н₂SO₄ треба підставити коефіцієнт 3:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3Н₂SO₄ → 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Підраховуємо водневі атоми, їх 16 (10 в H₂S і 6 в H₂SО₄). Отже і в правій частині повинно бути 16. Ставимо перед Н₂О коефіцієнт 8:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3Н₂SO₄ → 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Порівняємо баланс по кисневих атомах: у правій частині 20 і в лівій частині 20.

Електронно-іонний метод передбачає роздільне упорядкування іонних рівнянь для процесу окислення і процесу відновлення з наступним підсумовуванням їх у загальне рівняння. Для цього необхідно:

1. Скласти іонну схему реакції, користуючись загальними правилами упорядкування іонних рівнянь, тобто записати сильні електроліти у вигляді іонів, а неелектроліти – слабкі електроліти, гази, осади – у вигляді молекул.

2. Скласти електронно-іонне рівняння окремо для процесу окислення за такими правилами:

а) якщо продукт реакції містить менш оксигену, ніж вихідний продукт, то в кислому середовищі оксиген, що звільняється, зв’язується з Н⁺ іонами, у результаті чого утворюється вода; у нейтральній – оксиген, що звільняється, взаємодіє з водою, створюючи гідроксильні ОН^- групи,

б) алгебраїчна сума зарядів зліва і справа від знака рівності повинна бути однаковою.

Складаємо розглянуте вище (по першому методу) рівняння окисно-відновної реакції цим методом. Запишемо іонну схему реакції:

H₂S + MnO₄¹ + H¹ = S + Mn⁺² + H₂O

Визначимо відновник і окислювач, складемо рівняння для процесу окислення і відновлення окремо.

Реакція окислення:

H₂S -2ē = S + 2Н⁺

Реакція відновлення:

MnO₄^-1 + 5ē+8H⁺ = Mn⁺² + 4H₂O

Запишемо обидва електронно-іонні рівняння одне під одним і визначаємо коефіцієнти для окислення і відновлення:

H₂S -2ē = S + 2Н⁺ 5

MnO₄^-1 + 5ē+8H⁺ = Mn⁺² + 4H₂O 2

Тому що загальне число електронів прийнятих окислювачем, повинно дорівнювати загальному числу електронів, відданих відновником, помножуємо перше рівняння на 5, а друге – на 2. Це і є коефіцієнти окислювача і відновника. Сумуємо обидва рівняння з урахуванням електронного балансу:

5H₂S + 2MnO₄¹ + 16H¹ = 5S + 2Mn⁺² + 10Н¹ + 8H₂O

остаточний вид рівняння в іонному вигляді:

5H₂S + 2MnO₄¹ + 6H⁺ = 5S + 2Mn⁺² + 8H₂O

У нейтральному (і слабко лужному) середовищу:

SO₃^-2 +H₂O - 2ē = SO₄^-2 + 2H⁺ 3

MnO₄ ^-1 + 2H₂O + 3ē + 8H⁺ = MnO₂ + 4OH^- 2

2MnO₄^-1 + SO₃^-2 +2OH^- = 2MnO₄^-2 + SO₄^-2 + H₂O

У сильнолужному середовищі:

SO₃^-2 +2OН^- - 2ē = SO₄^-2 + H₂О 3

MnO₄ ^-1 + ē = MnO₄ ^-2 2

2MnO₄^-1 + SO₃^-2 +2OH^- = 2MnO₄^-2 + SO₄^-2 + H₂O

Таким чином, будь-яка окисно-відновна реакція є ілюстрацією основного закону діалектики єдності і боротьби протилежностей.