- •В.И. Гребенькова, н.Г. Осипенкова, Голубская и.Э., Козлова е.Е. Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия»
- •Работа № 1 свойства неорганических соединений различных классов
- •Названия кислотных остатков различных кислот
- •Опыт 1. Изучение окраски индикаторов в различных средах
- •Опыт 2. Оксиды и гидроксиды активных металлов
- •Опыт 3. Оксиды и гидроксиды неметаллов
- •Опыт 3. Изучение свойств оксидов и гидроксидов металлов
- •Опыт 3а). Изучение свойств оксида меди.
- •Опыт 3б. Получение и разложение гидроксида меди
- •Опыт 4. Изучение свойств гидроксидов металлов
- •Опыт 5. Изучение химической активности кислот
- •Опыт 6. Получение малорастворимых кислот и оснований
- •Опыт 7. Получение слабодиссоциирующих оснований и кислот
- •Примеры сильных и слабых оснований
- •Опыт 8. Реакция нейтрализации
- •Опыт 9. Свойства солей
- •Опыт 9а) Взаимодействие солей с кислотами
- •Опыт 10а). Получение солей методом нейтрализации и их взаимодействия
- •Опыт 10б). Получение малорастворимых солей
- •Опыт 11. Качественные реакции на хлорид-, сульфат- и фосфат-ионы
- •Опыт 12. Исследование окраски некоторых катионов и анионов
- •Работа № 2 скорость химических реакций.
- •Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической реакции
- •Работа № 3 Химическое равновесие
- •Опыт 1. Равновесие в растворе хлорида меди
- •Смещение химического равновесия
- •Опыт 2. Влияние концентрации веществ на смещение равновесия обратимой реакции
- •Опыт 3. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Опыт 4. Влияние реакции среды на смещение химического равновесия.
- •Бихромат-ион (оранжевый)
- •Работа № 4 Процессы, протекающие при образовании растворов
- •Опыт 1. Изменение температуры при растворении
- •Опыт 2. Изменение объема при растворении
- •Опыт 3. Изменение окраски при растворении
- •Опыт 4.Влияние типа растворителя на процесс растворения.
- •Опыт 5. Зависимость растворимости солей от температуры. Получение пересыщенных растворов
- •При сдаче лабораторной работы ответьте на следующие вопросы
- •Работа № 5 Приготовление растворов заданной концентрации
- •Опыт 1. Приготовление раствора бихромата калия k2Cr2o7 с определенной массовой долей
- •Опыт 2. Приготовление растворов серной кислоты заданной молярной и нормальной концентраций
- •Опыт 3. Определение концентрации кислоты методом титрования
- •Работа № 6 Свойства растворов электролитов
- •Опыт 1. Исследование электропроводности растворов различных веществ
- •Опыт 2. Изучение зависимости степени диссоциации веществ в растворах от их концентрации
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Работа №7 гидролиз
- •Опыт 1. Гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 2. Ступенчатый гидролиз солей, образованных различными по силе основанием и кислотой
- •Опыт 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой летучей кислотой. Полный необратимый гидролиз
- •Количественные характеристики процесса гидролиза
- •Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •Работа № 8 окислительно–восстановительные процессы
- •Опыт 1. Сравнительная характеристика окислительных свойств галогенов и восстановительной способности галогенидов
- •Опыт 2. Окислительно–восстановительные свойства соединений, содержащих элементы в различных степенях окисления.
- •Опыт 3. Окислительно–восстановительные свойства пероксида водорода.
- •Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления цинка серной кислотой
- •Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой
- •Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–восстановительных реакций.
- •Типы овр
- •Опыт 8. Каталитическое диспропорционирование пероксида водорода.
- •Опыт 9. Реакция внутримолекулярного окисления–восстановления перманганата калия.
- •Опыт 10. Реакция межмолекулярного окисления восстановления между иодидом и иодатом калия.
- •Контрольные задания
- •Работа № 9 электрохимические процессы Химические источники тока. Опыт 1. Изготовление гальванического элемента и расчет его эдс.
- •Коррозия металлов.
- •Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на течение химических процессов.
- •Опыт 3. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
- •Электролиз водных растворов солей
- •Опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия.
- •Опыт 5. Электролиз раствора иодида калия.
- •Опыт 6. Электролиз раствора хлорида олова.
- •Опыт 7. Электролиз раствора сульфата меди.
- •Опыт 8. Электролиз раствора сульфата меди с активным (медным) анодом.
- •Работа № 10 получение комплексных соединений, изучение их свойств и методов разрушения
- •Опыт 1. Зависимость окраски аквакомплексов от типа комплексообразователя
- •Опыт 2. Зависимость окраски комплексов кобальта от типа лигандов
- •Опыт з. Ступенчатая диссоциация бромидных комплексов меди(II)
- •Получение комплексных соединений. Написание уравнений комплексообразования. Названия.
- •Опыт 4. Получение аммиаката никеля
- •Опыт 6. Получение соединения, содержащего комплексные катион и анион
- •Опыт 7. Влияние природы d–элемента на комплексообразование
- •Устойчивость комплексных соединений
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Опыт 8. Влияние концентрации раствора на устойчивость комплексных соединений
- •Опыт 9. Сравнительная устойчивость хлоридных комплексов цинка и кобальта
- •Опыт 10. Сравнительная устойчивость роданидного и фторидного комплексов железа
- •Опыт 11. Разрушение комплексов
- •При сдаче лабораторной работы ответить на следующие вопросы
- •Плотность водных растворов k2Cr2o7
- •Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах при 18 c
- •Области перехода некоторых индикаторов
- •Степень гидролиза солей (в 0,1 м растворах при 25c)
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Растворимость некоторых солей и оснований в воде
- •Приборы и реактивы
- •Содержание
Работа № 8 окислительно–восстановительные процессы
Окислительно–восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления (окислительное число) – заряд атома, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле являются ионными.
При определении степени окисления необходимо учитывать, что алгебраическая сумма окислительных чисел всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить окислительные числа кремния и фосфора в соединениях H2SiO3 и K4P2O7:
H2+1SixO3–2 |
K4+1P2xO7–2 |
+2+Х+(–2*3)=0 |
+4+2Х+(–2*7)=0 |
Х=4 |
Х=5 |
Степень окисления обозначается арабскими (иногда римскими) цифрами с предшествующими знаками + или –. Таким же образом, но со знаком после цифры, обозначаются заряды ионов.
Например:
Na+, Zn2+, Fe3+, NO3–, SO42–, PO43– |
(обозначение заряда ионов) |
Zn+2Cl2–, H2+1S+6O4–2, K2+1Cr2+6O7–2 |
(обозначение степени окисления) |
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:
2Cl– – 2ē = Cl2; |
Fe2+ – ē = Fe3+; |
Si – 4ē = Si+4 |
При этом степень окисления атома повышается.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:
Cl20 + 2ē = 2Cl–; |
Fe3+ + ē = Fe2+. |
При этом степень окисления атома понижается.
Окисление и восстановление – процессы сопряженные: отдача электронов всегда сопровождается их присоединением
В реакциях число принятых окислителем и отданных восстановителем электронов должно быть одинаково.
В методе ионно–электронного баланса учитывается, что отдают и принимают электроны ионы или молекулы. При этом может изменяться не только заряд, но и состав частиц.
Например, переходы
NO2– NO3–; |
MnO4– MnO2 |
|
SO32– SO42–; |
P PH3 |
и т.п. |
сопровождаются потерей или присоединением атомов кислорода или водорода.
Такие взаимные переходы возможны только с участием частиц среды, присутствующих в растворах: в кислой среде – Н+ и Н2О, в нейтральной – Н2О, в щелочной – ОН– и Н2О.
Участие частиц среды в переносе кислорода в ОВР.
рН среды |
Акцептор кислорода |
Донор кислорода |
Схема процесса | ||
рН < 7 |
Н+ |
Н2О |
2Н+ |
|
Н2О |
рН > 7 |
Н2О |
ОН– |
2О Н– |
|
Н2О |
рН = 7 |
Н2О |
Н2О |
Н2О |
|
2ОН– |
Н2О |
|
2Н+ |
Рассмотрим пример реакции, протекающей в кислой среде.
Даны исходные вещества:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
1. Определяем степени окисления элементов, находим окислитель, восстановитель и рН среды:
KMn+7O4 – окислитель (Mn находится в высшей степени окисления +7),
Na2S+4O3 – восстановитель (S находится в промежуточной степени окисления, равной +4),
H2SO4 – среда кислая (рН<7).
2. Записываем левую часть уравнения в виде ионов, учитывая только ионы, содержащие окислитель и восстановитель, а также ионы, обеспечивающие реакцию среды:
MnO4– + SO32– + H+
3. Записываем схему возможных полуреакций для процессов окисления и восстановления:
MnO4– Mn2+ |
(процесс восстановления) |
SO32– SO42– |
(процесс окисления) |
4. Составляем полуреакции:
а) уравниваем число атомов элементов и заряды левой и правой частей полуреакций, используя частицы среды и переходы электронов:
MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+
в) находим коэффициенты:
2 |
MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O |
5 |
SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+ |
5. Суммируем две полуреакции с учетом коэффициентов и получаем сокращенное ионное уравнение:
2MnO4– + 16H+ + 5SO32– + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10H+
Сокращаем подобные члены:
2MnO4– + 6H+ + 5SO32– = 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42–
6. Дописываем ионы, не принимающие участие в окислительно–восстановительном процессе, с учетом компенсации заряда:
7. Составляем молекулярное уравнение реакции:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
В качестве примеров рассмотрим еще две реакции, протекающие в нейтральной и щелочной средах.
Реакция взаимодействия манганата калия с водой (нейтральная среда):
K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + KOH
Ион MnO42–, содержащий Мn+6 в промежуточной степени окисления, может выполнять как функцию окислителя, так и функцию восстановителя.
Молекулярное уравнение реакции:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
Реакция взаимодействия кремния с пероксидом водорода в щелочной среде:
Si + H2O2 + KOH K2SiO3 + H2O
Молекулярное уравнение реакции:
Si + 2KOH + 2H2O2 = K2SiO3 + 3H2O