Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления цинка серной кислотой

Продукты реакции окисления металлов серной кислотой зависят как от природы металла (положения в ряду напряжений), так и от концентрации раствора кислоты. Серная кислота проявляет окислительные свойства как за счет ионов Н⁺ (в разбавленных растворах), так и за счет ионов SO₄^2–, содержащих атомы серы в высших степенях окисления. В первом случае происходит выделение Н₂ в свободном состоянии, во втором – в зависимости от активности восстановителя могут выделяться SO₂, S⁰, H₂S. Цинк является активным восстановителем и окисляется кислотами до Zn²⁺. Выполнение опыта. В две пробирки поместить по кусочку цинка и добавить в одну пробирку 5 – 7 капель 2н раствора серной кислоты, в другую – столько же концентрированной серной кислоты. Отметить выделение газа в обеих пробирках. Какой газ выделяется? Осторожно подогреть пробирки. В одной из пробирок отметить образование осадка свободной серы. Написать уравнения соответствующих реакций и указать роль цинка в окислительно–восстановительных реакциях.

Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой

Медь относится к неактивным металлам, стоит в ряду напряжений правее водорода и окисляется только азотной и концентрированной серной кислотами. Азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства за счет ионов NO₃^–, содержащих атомы азота в высшей степени окисления и окисляет все металлы, кроме золота, платины и металлов платиновой группы. При этом в зависимости от активности восстановителя и концентрации раствора кислоты могут выделяться NO₂ (бурый газ), NO (бесцветный газ, окисляющийся кислородом воздуха до NO₂), N₂, NH₃ (бесцветный газ с резким запахом). Выполнение опыта. В две пробирки поместить по кусочку меди и добавить в одну пробирку 5 – 8 капель 2н раствора азотной кислоты, в другую – столько же концентрированной азотной кислоты. Осторожно подогреть пробирки. Отметить выделение газов, их окраску и изменение цвета раствора в обеих пробирках. Какой газ выделяется в каждой из пробирок? Написать уравнения соответствующих реакций и указать роль меди в окислительно–восстановительных реакциях.

Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–восстановительных реакций.

В зависимости от среды может измениться характер протекания процесса между одними и теми же веществами. Известно, например, что перманганат–ион является сильным окислителем, но его окислительные свойства зависят от pH среды. Наибольшую окислительную активность перманганат- ион (MnO₄^– ) проявляет в кислой среде, восстанавливаясь до Mn²⁺. Меньшую – в нейтральной или слабощелочной средах, восстанавливаясь до Mn⁺⁴ (MnO₂). Наименьшую – в сильнощелочной, восстанавливаясь до Mn⁺⁶ (MnO₄^2–).

Выполнение опыта. В три пробирки внести по 3 – 4 капли раствора перманганата калия и добавить по 2 – 3 капли: в первую – 2 н. раствора серной кислоты, во вторую – воды, в третью – 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки внести по микрошпателю кристаллического сульфита натрия и перемешать растворы до полного растворения кристаллов. Через 1 – 2 мин. отметить обесцвечивание раствора в первой пробирке, выпадение бурого осадка во второй и быстро исчезающую зеленую окраску раствора в третьей.

Написать уравнения соответствующих реакций восстановления перманганата калия. При этом необходимо учесть, что перманганат- ион (MnO₄^–) в кислой среде переходит в Mn²⁺, в нейтральной – в MnO₂, а в щелочной – в MnO₄^2–. Сульфит-ион окисляется до сульфат-иона.