V1С1н = V2C2н или V1 : V2 = C2н : С1н ,

где V1 и С1н - объем и нормальность первого раствора, V2 и C2н - объем и нормальность второго раствора.

Пример 2. Какой объем 0,1 н. раствора NaOH потребуется для нейтрализации 20 мл 0,15 н. раствора H2SО4?

Решение. На 20 мл 0,15 н. раствора H2SО4 пошло бы 20 мл раствора NaOH той же нормальности, а объем 0,1 н. раствора NaOH находим из пропорции:

0,1 = 20

0,15 х , х = 30 мл

Или, используя выражение V1 : V2 = C2н : С1н, находим:

20 : х = 0,1: 0,15 , х = 30 мл

Пример 3. Приготовить 250 мл 0,1 н. раствора H2SO4 из раствора кислоты плотностью 1,84 г/мл.

Решение. Зная, что в 1 л раствора должно содержаться 0,1 эквивалент H2SO4 , находим число эквивалентов в 250 мл раствора:

1000 мл 0,1 экв

250 х , х = 0,025 моль

М(Э(H2SO4)) = Ѕ H2SO4 = 98/2 = 49 г/моль. Следовательно, для приготовления 250 мл 0,1 н. раствора потребуется серная кислота массой

m(H2SO4) = 0,025 . 49 = 1,225 г

Далее по таблице плотностей растворов находим, что в растворе H2SO4, плотностью 1,84 г/мл, содержится 96 % H2SO4. Зная массовую долю H2SO4 в растворе, находим массу раствора H2SO4 из выражения щ = m(x) / m(p):

m(p) = m(x) / щ, mр(H2SO4) = 1,225 : 0,96 = 1,276 г

Затем из выражения для плотности раствора с = m(p)/ V(p) находим объем 96 % раствора H2SO4:

Vр(H2SO4) = m(p)/ с , Vр(H2SO4) = 1,276 : 1,84 = 0,7 мл

Теперь для приготовления раствора нужно в воду, находящуюся в колбе емкостью 250 мл, влить 0,7 мл 96%-ного раствора H2SO4 и долить воду до метки.

Переход от одного выражения концентрации к другому

Определить молярность 0,1 н. раствора сульфата натрия.

Решение. Находим молярную массу эквивалента Na2SО4:

М(Э(Na2SО4)) = Ѕ Na2SО4, фактор эквивалентности равен f = Ѕ , а эквивалентное число z = 2.

Молярность раствора равна нормальности, деленной на эквивалентное число или умноженной на фактор эквивалентности:

Сm = Сн : z или Сm = Сн . Ѕ , Сm = 0,1 : 2 = 0,05 моль/л

И наоборот, нормальность раствора равна молярности, умноженной на

эквивалентное число z: Сн = Сm . z

Экспериментальная часть

Приготовить 200 г 5%-ного раствора карбоната натрия из твердого Na2CО3.10H2O и воды. Вычислить, какое количество Na2CО3.10H2O требуется для приготовления 200 г 5%-ного раствора в расчете на безводную соль Na2CО3. Отвесить это количество измельченной соды в предварительно взвешенном стаканчике с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром этот объем воды. Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль.

Измерить температуру приготовленного раствора и, если она не равна температуре, которая указана в таблице плотностей растворов солей, довести ее до указанной величины, нагревая или охлаждая раствор. Вылить раствор в сухой (или ополоснутый этим раствором) высокий узкий цилиндр и опустить в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости в цилиндре, произведя отсчет по шкале сверху вниз. Раствор вылить в приготовленную склянку.

По найденной плотности, пользуясь таблицей плотностей, определить процентное содержание Na2CО3 в растворе. Сравнить полученную величину с заданной концентрацией раствора. Рассчитать молярность и нормальность приготовленного раствора.

Приготовить 250 г 10%-ного раствора кислоты из имеющегося в лаборатории раствора. Определить ареометром плотность раствора серной (или соляной) кислоты, имеющегося в лаборатории.

Найти в таблице плотностей кислот процентное содержание кислоты, отвечающее найденной плотности. Рассчитать, какое количество этого раствора кислоты нужно для приготовления 250 г 10%-ного раствора, и затем пересчитать полученную величину навески на объем. Рассчитать нужный объем воды, отмерить его мерным цилиндром и влить в стакан. Отмерить мерным цилиндром рассчитанный объем раствора кислоты, влить его в воду (в случае серной кислоты выливать тонкой струей при помешивании) и тщательно перемешать раствор. Охладив его до температуры, указанной в таблице, перелить в сухой высокий цилиндр и определить плотность ареометром. Слить полученный раствор кислоты в приготовленную склянку.

Пользуясь таблицей, определить концентрацию полученного раствора и проверить таким образом точность выполнения опыта. Вычислить молярность и нормальность полученного раствора.

Приготовление молярных и нормальных растворов из твердого вещества и воды. Приготовить 250 мл 0,5 н. раствора хлорида бария ВаС12 из ВаС12 . 2Н2О и воды. Рассчитать, какое количество ВаС12 . 2Н2О требуется для приготовления 250 мл 0,5 н. раствора ВаС12.

Отвесить в предварительно взвешенном стаканчике это количество соли с точностью до 0,01 г. Всыпать через воронку взятую навеску в мерную колбу емкостью 250 мл и тщательно смыть дистиллированной водой с воронки оставшуюся на ней соль. Навеску в колбе растворить в малом количестве воды, долить колбу водой до черты, закрыть пробкой и хорошо перемешать. Перелить полученный раствор в сухой высокий цилиндр и определить ареометром его плотность. Затем вылить его в склянку.

Найти концентрацию раствора ВаС12 по таблице плотностей. Вычислить молярность и нормальность полученного раствора. Установить расхождение концентрации полученного раствора с заданной.

Приготовление растворов кислот одинаковой нормальности

Приготовить по 100 мл 1 н. растворов серной, хлороводородной и уксусной кислот, исходя из концентрированных растворов кислот. Колба, в которой приготовляют раствор, должна быть тщательно вымыта хромовой смесью.

Налить в колбу 40--50 мл дистиллированной воды, затем внести рассчитанное количество исходной концентрированной кислоты и после перемешивания и охлаждения долить воду до метки. Закрыв колбу пробкой, тщательно перемешать раствор, переворачивая колбу вверх дном и взбалтывая.

Определение концентрации приготовленных растворов кислот методом титрования

Для точного определения концентрации растворов применяют метод титрования: к исследуемому раствору кислоты добавляют раствор щелочи точно известной концентрации (титрованный раствор) до нейтрализации, момент нейтрализации устанавливают по изменению окраски индикатора (фенолфталеин, метилрот, метилоранж).

Бюретка заполняется сначала титрованным раствором выше нулевого деления, а затем жидкость спускается до деления, принятого за начало отсчета.

В две конические колбы емкостью 100 мл отмерить пипеткой по 10 мл приготовленных растворов кислот, прилить 2--3 капли фенолфталеина и произвести титрование.

Приливать щелочь к кислоте следует небольшими порциями, непрерывно помешивая раствор, для чего колбу нужно держать за горло пальцами правой, а зажим бюретки открывать левой рукой. Конец титрования определяется по появлению едва заметной, не исчезающей в течение 30 с, малиновой окраски (фенолфталеин). Отметить показание бюретки с точностью до 0,05 мл и добавить еще одну каплю раствора щелочи. Появление вполне заметной окраски раствора указывает, что последняя капля оказалась избыточной.

Снова заполнить бюретку раствором щелочи до нулевого деления и повторить титрование кислоты, находящейся во второй колбе. Допустимое расхождение между двумя измерениями -- 0,05 мл.

По полученным данным рассчитать нормальность приготовленной кислоты, зная, что

СнкисVкис = СнщелVщел.

Написать уравнение реакции нейтрализации в молекулярной и сокращенной ионной формах.



Таблица 5

Упражнение

Задача 1. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?

Задача 2. Какую массу 5% раствора сульфата меди и медного купороса CuSO45H2O необходимо взять для получения 400 г 10% раствора сульфата меди?

Задача 3. Найдите массовую долю этанола в водном растворе спирта, в котором содержание кислорода как элемента составляет 50%.

Задача 4. Какие массы 96% и 10% серной кислоты необходимо взять для получения 400 г 40% серной кислоты?

Лабораторная работа №9

Электролитическая диссоциация (протолиз) [3-6]

Теоретическая часть

А в т о п р о т о л и з в о д ы

Протонная теория Теория Аррениуса

Протолиз азотистой кислоты



Протолиз аммиака

С позиции протолитической теории кислоты представляют собой частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве донора протонов, основания - частицы (молекулы, ионы), способные выступать в качестве акцептора протонов.

Вода является амфолитом, т.е. может быть как акцептором, так и донором протонов. Для таких веществ характерен процесс автопротолиза:

H2O + H2O - H3O+ + ОН-

HCO3- + HCO3- - CO32- + CO2 + H2O

Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные донорные свойства, чем молекулы воды, то ион гидроксония H3O+ образуется за счет присоединения молекулами воды протона:

H2S + H2O - HS- + H3O+

НSO4- + H2O - SO42- + H3O+

NH4+ + H2O - NH3 + H3O+

HS- + H2O - S2- + H3O+

HNO2 + H2O - NO2- + H3O+

В этих реакциях вода выступает как основание.

Если же в воде растворить вещество, частицы которого проявляют более сильные акцепторные свойства, чем молекулы воды, то гидроксид-ионы OH- образуются за счет присоединения частицами растворенного вещества протона от молекул воды:

PO43- + H2O - HPO42- + ОН-

[Al(H2O)5ОН]2+ + H2O - [Al (H2O)6]3+ + ОН-

Во всех этих реакциях вода ведет себя как кислота.

Если в растворе находятся частицы, которые проявляют одновременно более сильные донорные и акцепторные свойства, чем молекулы воды, то доминирующей будет реакция между этими частицами:

H2S + NH3 - NH4+ + HS-,

2NH4+ + S2- - 2NH3 + H2S

Гидратированные ионы металлов, которым соответствуют слабые основания (Fe(OН)2, Cu(OН)2) и т.д., проявляют свойства слабых кислот, т.е. являются протолитами, например, [Fe(H2O)4]2+, [Cu(H2O)4]2+ и т.д. Видимо, действие катиона в итоге сводится к усилению процесса автопротолиза воды и прочному связыванию образующихся при этом гидроксид-ионов ОН-:

[Fe(H2O)4]2++ H2O - [Fe(H2O)3ОН]+ + H3O+

Заметим, что чем меньше радиус и больше заряд иона металла, тем сильнее акваион проявляет кислотные свойства.

Диссоциация также является частным случаем протолиза:

H3PO4 + H2O - H2PO4- + H3O+

H2PO4- + H2O - HPO42- + H3O+

HPO42- + H2O - PO43- + H3O+

H3PO4+ 3H2O - PO43- + 3H3O+

Приведенное суммарное уравнение реакции протолиза представляет не действительное течение процесса, а лишь возможный ход протолиза.

Как видно, в первой стадии протолиза образуется сильная кислота H3O+, которая смещает сильно состояние равновесия влево, в сторону образования более слабой кислоты H3PO4. Реализация второй стадии связано с тем, что частицы H2PO4- способны отдавать протоны, проявляя свойства кислоты. Но это возможно только в нейтральной или щелочной средах. В данном случае в результате протекании первой стадии протолиза среда становится кислой, из-за образования сильной кислоты H3O+. В такой среде ионы H2PO4- могут проявлять только свойства оснований, присоединяя протоны. Таким образом, последующие стадии протолиза практически не реализуются.

Амфолитами являются частицы HPO42-

HPO42- + H2O - H2PO4- + ОН- (1)

HPO42- + H2O - PO43- + H3O+ (2)



Реакция (2) подавлена (в продуктах реакции присутствуют сильные кислота и основание) доминирующей реакцией (1). Но фосфат-ионы могут образоваться в растворе по третьей реакции в щелочной среде при избытке частиц HPO42- .

HPO42- + ОН- - PO43- + H2O (3)

Амфолитами являются также частицы H2PO4- :

H2PO4- + H2O - H3PO4 + ОН- ( 1)

H2PO4- + H2O - НPO42- + H3O+ (2)

Здесь реакция (2) доминирует, так как HPO4 2- - слабая кислота, а H3PO4 - кислота средней силы.

Экспериментальная часть

Электропроводность растворов. Налить в 4 стакана емкостью 100 мл по 50 мл 0,1 н водных и спиртовых растворов гидроксида калия и нитрата калия.

Используя стационарную установку для определения электропроводности, проверить, являются ли взятые растворы проводниками электрического тока, для чего опустить угольные электроды в стакан с раствором и наблюдать показание амперметра. Необходимо следить, чтобы электроды всегда спускались на одинаковую глубину. При перенесении электродов из одного раствора в другой следует промывать их дистиллированной водой.

Чем объясняется различная электропроводность водного и спиртового растворов одного и того же вещества при одинаковой их концентрации?

Электропроводность растворов кислот. Налить в три сухих стаканчика приготовленные растворы кислот и проверить, проводят ли они электричес-кий ток. Записать показания амперметра. На основании проведенных опытов расположить кислоты в ряд по их активности.

Электропроводность водных растворов аммиака и щелочей. Проверить электропроводность 1 н. растворов едкого натра, едкого кали и аммиака. Записать показания амперметра. Расположить изученные щелочи в ряд по их активности.

Сравнение силы кислот и оснований

Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Налить в пробирки по 2--3 мл 1 н. растворов хлористоводородной и уксусной кислот, гидроксида натрия и водного раствора аммиака. Прилить в каждую из пробирок по 1-2 капли раствора фенолфталеина и наблюдать, меняется ли окраска раствора. Проделать аналогичные опыты с другими индикаторами: лакмус, метилоранж Наблюдения записать в следующем виде:

Действие кислот одинаковой нормальности на металл. Налить в три пробирки по 10 мл 1 н. растворов хлороводородной, серной и уксусной кислот. Взять три одинаковых кусочка магния массой не более 0,2 г или одинаковое по массе количество основного карбоната меди (не более 0,2 г) и одновременно внести в пробирки с кислотами. Заметить, в какой кислоте магний растворяется быстрее. Объяснить, почему.

Изменение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов

1. Налить в пробирку 5 мл 1 н. раствора хлороводородной кислоты и внести в него небольшой кусочек цинка. Когда выделение водорода станет достаточно интенсивным, добавить 1--2 г ацетата натрия.

Объяснить изменение скорости выделения водорода. Написать уравнение химической реакции взаимодействия хлороводородной кислоты с ацетатом натрия в молекулярной и ионной формах. Уменьшится ли активность уксусной кислоты при добавлении в ее раствор сухого ацетата натрия?

2. Налить в две пробирки по 3 мл 1 н. раствора щелочи. В одну из них прибавить около 1 г твердого хлорида аммония и растворить его. В обе пробирки прилить по 2 мл раствора хлорида магния. Почему в одном случае не происходит образования осадка? Объяснить наблюдаемое явление на основании изменения концентрации гидроксид-ионов.

3. Налить в два стакана по 3 мл 0,1 н. раствора аммиака. В один стакан добавлять сухой хлорид аммония до насыщения раствора. В оба стакана прилить по 2--3 мл раствора хлорида магния. Объяснить наблюдаемое явление, используя эакон действующих масс.

Определение рН растворов. Пользуясь универсальным индикатором, определить значение рН воды и 0,1 н. растворов хлороводородной, уксусной и фосфорной кислот, а также оснований: едкого натра, аммиака.

Различаются ли величины рН растворов кислот одинаковой нормальности?

Испытать, будут ли изменяться рН растворов фосфорной и уксусной кислот и аммиака при внесении сухих солей: фосфата натрия, ацетата натрия и хлоида аммония в соответствующие растворы. Объяснить наблюдаемое явление.

Упражнения

1. Сколько воды нужно добавить к 300 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты, чтобы степень протолиза кислоты удвоилась?

2. Определите степень протолиза бромноватистой кислоты, если в ее растворе pH = 6. Какова концентрация кислоты в этом растворе?

3. Водородный показатель раствора равен 3. Какова для этого должна быть концентрация а) азотной, б) уксусной кислоты?

4. Как надо изменить концентрацию а) ионов оксония, б) гидроксид-ионов в растворе, чтобы водородный показатель раствора увеличился на единицу? 5. Сколько ионов оксония содержится в 1 мл раствора при pH = 12?

6. Как изменится водородный показатель воды, если к 10 л ее добавить 0,4 г NaOH?

7. Рассчитайте концентрации ионов оксония и гидроксид-ионов, а также значения водородного и гидроксидного показателей в следующих водных растворах: а) 0,01 М раствор HCl; б) 0,01 М раствор CH3COOH; в) 0,001 М раствор NaOH; г) 0,001 М раствор NH3.

8. Что называется кислотой, а что основанием? Какие теории имеются на этот счет? Приведите примеры кислот и оснований по Бренстеду и Льюису. 9. Почему в водных растворах речь идет о кислотно-основных равновесиях? Приведите примеры сопряженной кислоты и сопряженного основания.

10. Докажите что этиламин является основанием. Какая реакция способствует созданию щелочной реакции в его водном растворе?

11. В каких случаях возможно протекание ионных реакций в водных растворах? Приведите соответствующие примеры таких реакций.

12.Что такое рН и рОН? Чему равен рН 0,1 молярных растворов уксусной кислоты и гидроксида аммония, если степень их диссоциации, при данных условиях равна 1,3%?

Лабораторная работа 10. Протолиз (гидролиз) солей [3-6]

Теоретическая часть

Протолиз (гидролиз) по аниону соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой



Протолиз (гидролиз) по катиону соли слабого основания и сильной кислоты

Протолиз (гидролиз) по катиону и аниону соли слабого основания и слабой кислоты

Протолиз (гидролиз) соли Na2CO3 по аниону

Первая стадия протолиза состоит в протонизации аниона CO32- :



CO32- + H2O - HCO3- + ОН- (1)

Вторая стадия протолиза состоит в протонизации аниона HCO3-:

HCO3- + H2O - H2CO3 + ОН- (2)

Реакция (2) при обычных условиях практически не протекает, так как полностью подавлена доминирующей реакцией (1), вследствие образования сильного основания ОН-.

Реакция

CO32- + 2H2O - H2CO3 + 2ОН-

при обычных условиях практически не протекает, из-за накопления в растворе ионов ОН-.

Протолиз (гидролиз) соли AlCl3 по катиону:

[Al(H2O)6]3+ + H2O - [AlОН(H2O)5]2+ + H3O+ (1)

[AlОН(H2O)5]2+ + H2O - [Al(ОН)2(H2O)4]+ + H3O+ (2)

[Al(ОН)2(H2O)4]+ + H2O - Al(ОН)3 v + H3O+ + 3H2O (3)

Протекание реакций (2) и (3) маловероятно, так как в кислотной среде (накопление ионов H3O+) частицы [AlОН(H2O)5]2+ будут проявлять только свойства основания. Поэтому равновесие реакции (1) сильно смещено влево.

Таким образом, реакции (2) и (3) полностью подавлены частицами оксония, их протекание возможно только в нейтральной или щелочной средах.

Протолиз (гидролиз) карбоната аммония по катиону и аниону



(NH4)2CO3> 2NH4+ + CO32-

NH4+- кислота, CO32- - основание. Протолиз протекает как по катиону, так и по аниону:

-гидролиз по катиону:

NH4+ + H2O - NH3 + H3O+ (1)

-гидролиз по аниону:

CO32- + H2O - HCO3- + ОН- (2 )

Необходимо отметить, что вторая стадия гидролиза по аниону:

HCO3- + H2O - H2CO3 + ОН- (3 )

практически реализуется и протекает до конца, так как частицы ОН-, образуемые в реакции (2), нейтрализуются сильной кислотой H3O+, образуемой по реакции (1):

H3O+ + HO- > H2O

В связи с этим, равновесия реакций (1) и (2) полностью смещаются вправо.

Таким образом, реакция протолиза (NH4)2CO3 идет до образования углекислого газа:

(NH4)2CO3 + H2O - 2NH3 .H2O + СО2^ (4)



Следует отметить, что вместо реакций (1) и (2) более предпочтительна реакция внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:

2NH4+ + CO32- - 2NH3 + H2O + СО2 ^ , (5)

так как образуются слабая кислота и слабое основание одновременно, в отличие от реакций (1) и (2), в которых образуются сильная кислота H3O+ и сильное основание ОН- соответственно. Далее аммиак в водном растворе гидратируется:

2NH3 + 2H2O - 2NH3.H2O

Существование молекулярных частиц NH4ОН, а также NH4+ и ОН- в водном растворе маловероятно. Мы исходим из того, что частицы, в состав которых входят кислота и основание ((NH4)2CO3, (NH4)2S, NH4NO2 и т.д.), в водных растворах (в твердой фазе тоже) будут разваливаться за счет внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:

NH4ОН > NH3 + H2O > NH3.H2O

(NH4)2S = 2NH3 + Н2S

Совместный протолиз (гидролиз) солей Na2S и AlCl3

1. Ионизация в растворе:

Na2S > 2Na+ + S2- ; AlCl3 > Al3++ 3Cl- (ионы Al3+ и S2- - протолиты).

2.Протолиз по катиону и аниону:

[Al(H2O)6]3+ + 3H2O - Al(ОН)3 v + 3H3O+ + 3H2O 2 (1)

S2- + 2H2O - Н2S + 2HO- 3 (2)



Реакции (1) и (2) практически идут до конца, так как имеет место процесс нейтрализации:

H3O+ + HO- > H2O

Составим суммарный процесс протолиза, балансируя протоны:

2Al3+ + 3S2- + 6H2O - 2Al (ОН) 3v + 3Н2S^ (4)

или

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O - 2Al (ОН) 3v + 3Н2S^ + 3NaCl

Но следует отметить, что вместо реакций (1) и (2) более предпочтительна реакция внутримолекулярного кислотно-основного взаимодействия:

[Al(H2O)6]3+ + S2- > [Al(H2O)5ОН]2+ + HS- (5)

[Al(H2O)5ОН]2+ + HS- > [Al (H2O)4(ОН)2 ]+ + Н2S^

[Al (H2O)4(ОН)2 ]+ + HS- > Al (ОН)3v + Н2S^ + 3H2O

Экспериментальная часть

1. Реакция среды водных растворов солей

Ход работы. Исследовать реакцию среды растворов Na2CO3, Na2S, FeCl3, AlCl3, NH4Cl, NH4CH3COO, NH4NO2, NaCl, Na2SO4, нанося капли раствора на лакмусовую бумажку стеклянной палочкой. Определить рН растворов этих солей.

Написать молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения реакций протолиза (гидролиза) солей. В каком случае гидролиз протекает до конца? Почему гидролиз солей в остальных случаях не идет до конца?

Для каждой реакции написать выражение для константы гидролиза.

Результаты испытаний растворов солей представить в виде таблицы:

Таблица 6

Влияние температуры на степень гидролиза.

1. Набрать в пробирку 1 мл раствора FeCl3 и определить индикатором реакцию среды. Затем нагреть раствор до кипения. Наблюдается ли выпадения осадка? Написать уравнения химических реакций.

2. Смешать в пробирке по 1 мл раствора FeCl3 и CH3COONa и добавить несколько капель фенолфталеина. Заметно ли протекание химической реакции? Затем нагреть раствор до кипения. Что наблюдается? Написать уравнения химических реакций.

3. Налить в пробирку 1 мл раствора Na2CO3 и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Что наблюдается? Нагреть затем раствор до кипения. Как изменяется окраска раствора? Написать уравнение реакции протолиза.

Влияние концентрации раствора на степень гидролиза. 1. Налить в пробирку 1 мл 0,1 М раствора AlCl3 и с помощью лакмуса определить рН раствора. Затем добавить 2мл дистиллированной воды и с помощью лакмуса определить рН раствора. Сравните результаты опытов. Написать уравнение реакции гидролиза, считая, что до разбавления гидролиз практически протекает по первой ступени, а после разбавления усиливается и вторая ступень гидролиза.

2. В одну пробирку внести 1 мл 1 М раствора Na2CO3, в другую - 1 мл 0,5 М раствора Na2CO3. В каждую из них добавить по 2 капли фенолфталеина и перемешать. Объяснить различия интенсивности окраски растворов.

Обратимость гидролиза. 1. К раствору AlCl3 добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка гидроксида алюминия Al(ОН)3. К осадку добавить раствор НСl до растворения осадка. После этого добавить воду. Какие явления наблюдаете? Написать уравнения реакции в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме.

2. К раствору Na2CO3 добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить окраску раствора. Часть раствора слить в другую пробирку и нагреть до кипения. Отметить интенсивность окраски раствора. После охлаждения раствора, сравнить с контрольным образцом. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции гидролиза в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме.

Полный (необратимый) гидролиз солей. В пробирку налить 1 мл раствора AlCl3 и добавить 1 мл раствора Na2CO3. После нагрева и охлаждения раствора отфильтровать осадок, промыть его горячей водой.

Что из себя представляет осадок? Написать уравнение реакции совместного гидролиза солей в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме.

Лабораторная работа 11. Окислительно-восстановительные реакций

Теоретическая часть

Представлена (схема 1) предлагаемая нами современная классификация окислительно-восстановительных реакций [7,8].



Таблица 7

Конмутация (сопропорционирование) - это окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой происходит выравнивание степеней окисления атомных частиц одного и того же химического элемента.

Конмутация бывает внутримолекулярной и межмолекулярной ОВР [7,8]:

Схема 2. Внутримолекулярная и межмолекулярная конмутация: (Ах , Аy ) - атомные частицы химического элемента (А) в исходном (исходных) веществе (веществах); Аz - атомные частицы химического элемента (А) в продукте реакции; x, y и z - степени окисления атомных частиц [7,8] .

В реакциях внутримолекулярной конмутации (схема 1, 2) происходит выравнивание степеней окисления атомных частиц, входящих в состав частицы одного вещества:

В реакциях межмолекулярной конмутации (схема 1, 2) происходит выравнивание степеней окисления атомных частиц , входящих в состав частиц различных веществ:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O



восстановитель окислитель

S-2 - 2з = Sо 2

S+4 + 4з = Sо 1

2KMnO4(р) + 3MnCl2 + 2H2O = 5МnО2vтемно-корич + 2KCl + 4HCl,

HCl + HClO = Cl2 + H2O.

Дисмутация (диспропорционирование, самоокисление-самовосстанов-ление) -это ОВР, в которых перенос электрона происходит между атомными частицами химического элемента с промежуточной степенью окисления.

В соответствии с представленной нами классификацией (в отличие от существующей) реакции с дисмутацией делятся на межмолекулярные и внутримолекулярные и входят в соответствующие типы ОВР (схема 1,3):

Схема 3. Внутримолекулярная и межмолекулярная дисмутация: (Ах )- атомные частицы химического элемента (А) в промежуточной степени окисления (х); (Аy, Аz ) - атомные частицы (А) в продуктах; (z и y) - степени окисления атомных частиц.

В реакциях с внутримолекулярной дисмутацией (схема 1, 3) перенос электрона происходит между одноименными атомными частицами с промежуточной степенью окисления, входящими в состав частицы вещества:

Cl2 + 2KOHр = KCl + KClO + H2O (на холоду)

восстановитель , окислитель Clо + 1з = Cl- 1 восстановлени

Clо - 1з = Cl+ 1 окисление

В реакциях с межмолекулярной дисмутацией (схема 1, 3) перенос электрона происходит между частицами вещества:

NO2 + NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O



окислитель восстановитель

(восстановление) или N+4 + 1з = N+3 1

(окисление) N+4 - 1з = N+5 1

Направление окислительно-восстановительных процессов

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ в водных растворах служат окислительно-восстановительные или стандартные электродные потенциалы, которые позволяют вычислить электродвижущую силу (ЭДС, 0) процесса. Она определяется как разность потенциалов окислителя и восстановителя 0 = 0окисл.- 0восстан., В. Реакции протекают при положительном значении 0:

Таблица 8

В приведенных системах возможна только реакция

2FeCl3 + 2KI= 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Если записать одну под другой две полуреакции процесса так, чтобы потенциал верхней реакции был меньше, чем нижней, то проведенная между реакциями буква Z укажет своими концами направление разрешенного процесса.



Влияние кислотности среды на направление окислительно-восстановительного процесса. Из одних и тех же веществ, изменяя рН среды можно получить различные продукты.

Поведение ионов MnO4- в растворах:

?В сильнокислых растворах:

MnO4- + 8Н+ + 5з = Mn2+ + 4H2O, рН<7, ц = 1,53 В. (1)

?В сильнощелочных растворах:

MnO4- + 1з = MnO4 2- , рН>7, ц = 0,56 В. (2)

?В нейтральных, слабокислых или слабощелочных растворах (рН 6-8):

MnO4- + 2H2O + 3з = MnO2v + 4ОН-, рН ? 7, ц = 0,62 В (3),

MnO4- + 4Н+ + 3з = MnO2v + 2H2O, рН ? 7, ц = 1,69 В (4).

Реакций (1) и (4) протекают в кислой среде, но как видно из значений окислительных потенциалов (ц) MnO4- более глубоко восстанавливается по реакции (4). Это возможно в избытке MnO4- за счет реакции конмутации:

2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O = 5MnO2v + 4Н+.

Таблица 9

Таблица 10



Таблица 11

Таблица 12

Таблица 13



Таблица 14

Таблица 15

Практическая часть

Окислительные свойства HNO3 .

Опыт 1(в вытяжном шкафу). В три пробирки внести по кусочку цинка и добавить по 1 мл раствора HNO3. В первую добавить очень разбавленный раствор НNO3, во вторую - разбавленный раствор HNO3, в третью - концентрированный раствор HNO3. Что наблюдается? Какие газы выделяются? Как можно это доказать? Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса, протонно-кислородного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.

Опыт 2(в вытяжном шкафу). В две пробирки внести по кусочку серы и фосфора, добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 3(в вытяжном шкафу). Налить в две пробирки по 1 мл раствора HBr и HI и в каждую добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 4(в вытяжном шкафу). Налить в пробирку 1 мл разбавленного раствора пероксида водорода и добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнение реакции.

Опыт 5. Внести в пробирку порошок мела и добавить азотную кислоту. Записать наблюдения и уравнение реакции.

Окислительные свойства серной кислоты.

Опыт 1(в вытяжном шкафу). В четыре пробирки поместить по 1 кусочку цинка. В одну добавить 1 мл разбавленного раствора H2SO4, в остальные столько же раствора концентрированной Н2SO4. Две последние пробирки нагреть: одну на слабом, а другую на сильном пламени горелки. Указать, какие газы выделяются в пробирках? Образуется ли при этом свободная сера?

Опыт 2(в вытяжном шкафу). В две пробирки налить по 1 мл раствора бромида и йодида натрия или калия, затем добавить концентрированную серную кислоту.

Опыт 3(в вытяжном шкафу). В пробирку налить 1 мл раствора пероксида водорода, затем добавить концентрированную серную кислоту.

Указать во всех случаях окислитель и восстановитель, написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.

Окислительные свойства перманганата калия.

Опыт 1. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую - столько же воды; в третью - столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 микрошпателю кристаллов Na2SO3. Наблюдать происходящие явления. Отметить окраску растворов и осадка, учитывая, что ионы имеют цвет: MnO-4 - фиолетовый, MnO42- - зелённый, Мn2+ - бесцветный, а МnO2 - представляет бурый осадок.

Опыт 2. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую - столько же воды; в третью - столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 мл раствора пероксида водорода.

Опыт 3. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую - столько же воды; в третью - столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1 мл раствора йодида калия.

Опыт 4. Внести в три пробирки по 1 мл раствора KMnO4. В первую добавить 5-6 капель разбавленного раствора Н2SO4; во вторую - столько же воды; в третью - столько же разбавленного раствора КОН. Затем в каждую пробирку добавить по 1мл раствора сульфата железа (II).

Указать окислитель, восстановитель и солеобразователь, методами электронного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и описать наблюдаемые процессы.

Окислительные свойства дихромата калия.

Опыт1. В две пробирки налить по 1 мл раствора К2Cr2O7. Одну подкислить несколькими каплями разбавленного раствора Н2SO4. Затем в обе пробирки добавить по 1 микрошпателю кристаллов КNO2. Отметить наблюдаемые явления.

Опыт 2. В три пробирки налить по 1 мл раствора К2Cr2O7 и подкислить несколькими каплями разбавленного раствора Н2SO4. Затем в одну добавить раствор йодида кали, в другую раствор пероксида водорода, в третью-раствор сульфата железа (II). Что наблюдается? Образуются ли простые вещества кислород и йод и как можно доказать их образование.

Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса и полуреакций, подобрать коэффициенты и написать уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.

Восстановление нитрита калия. Внести в пробирку 1 мл раствора йодида калия КI и добавить последовательно несколько капель разбавленного раствора Н2SO4 и 1 микрошпатель кристаллов нитрита калия КNO2. Что наблюдается при нагревании?

Отметить изменение цвета раствора. Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.

Восстановительные и окислительные свойства пероксида водорода.

1. В пробирку внести 1 мл раствора Н2О2, подкислить 5-6 каплями разбавленного раствора Н2SO4 и затем добавить 1 мл раствора КМnO4. Что наблюдается? Какой газ выделяется?

2. В пробирку налить 1 мл раствора КI, подкислить разбавленным раствором Н2SO4 (3-4 капли) и затем добавить 1 мл раствора Н2О2. Что наблюдается?

3. В пробирку внести 1 мл раствора Н2О2, подкислить 5-6 каплями разбавленного раствора Н2SO4 и затем добавить 1 мл раствора сульфата железа (II). Что наблюдается?

4. В пробирку внести 1 мл раствора Н2О2 и добавить несколько капель щелочи, затем внести раствор соли хрома (Ш). Что наблюдается?

Укажите окислитель и восстановитель, методами электронного баланса и полуреакций подобрать коэффициенты и написать уравнение соответствующей окислительно-восстановительной реакции.

Внутримолекулярная дисмутация пероксида водорода. В пробирку налить 1 мл раствора Н2О2, добавить 1 микрошпатель кристаллов МnO2 и нагреть. Какой газ выделится? Написать уравнение реакции каталитического разложения Н2О2.

Упражнения

Составит уравнения реакций методом протонно-кислородного баланса [8]:

С2Н4 + KMnO4 + H2O = С2Н4 (ОН)2 + ? + ?

С6Н12О6 + CuSO4 + NaOH = С6Н12О7 + Cu2O + ? +?

С6Н5NО2 + Fe + HCl(к) = С6Н5NH2 + FeCl2 + ?

С6Н10+ KMnO4 + H2O = С6Н10(OН)2 + ? + ?

С4Н6 + KMnO4 + H2SO4 = СН3СН2СООН + CO2 + ? + ? + ?

(C2H5)3N + HNO3 = CO2 + NO2 + N2 +?

P2I4 + P4 + P4 + H2O > PH4I + H3PO4

Mo3N + О2 = MoO3 + NO2

FeS8 + Cl2 + H2O = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + HCl

W3C + O3 = WO3 + CO2 + О2

Al3Ag5 + NaOH + H2O =Na[Al(OH)4] + H2

Fe4C + HNO3 + HNO3 = Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + H2O

FeS8 + Cl2 + H2O = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + 2HCl

Лабораторная работа 12. Электрохимические свойства металлов. Электролиз растворов солей

Теоретическая часть [12,13]

Руководствуйтесь следующими правилами и помните, что:

Металл, расположенный впереди в ряду СЭП, обладает большей восстановительной, а его ионы - меньшей окислительной способностью по сравнению с металлами, следующими за ним. Каждый металл, стоящий впереди, способен вытеснять из соединений металлы, стоящие за ним.

Водород из разбавленных кислот вытесняется лишь впереди стоящими металлами. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды вследствие образования защитной оксидной пленки (пассивация). Активные металлы от лития до магния вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей практически происходит лишь в случае металлов, расположенных после магния.

Электролиз. Катодные процессы

При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов (СЭП) после водорода (Cu2+, Hg2+, Ag+, Au3+), на катоде восстанавливается и выделяется металл:

Au3+ + 3е- = Auo; Ag+ + 1е- = Ago

При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов от Li+ до Al3+ включительно, на катоде выделяется водород:

2Н+ + 2е- = Н2 , при рН <7

или 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- , при рН ? 7

Связано это, прежде всего, с тем, что эти металлы (магний и алюминий без защиты оксидной пленкой) реагируют с водой. Это отнюдь не означает, что электродных процессов типа (Na+ + e- = Na) в водных растворах не происходит. Один из способов получения металлического натрия заключается в получении его электролизом из водного раствора NaCl (рассола). Секрет метода состоит в использовании ртутного катода. Восстановившиеся атомы натрия, поглощаются слоем ртути, предохраня-ющим от реакции с водой.

При электролизе водных растворов солей металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов между алюминием и водородом, на катоде одновременно выделяется металл и водород:

Men+ + nе- = Me

1) при рН <7: 2Н+ + 2е- = Н2

2) при рН ? 7: 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-

Соотношение продуктов (металла и водорода) определяется концентрацией раствора, его кислотностью и некоторыми другими факторами (наличием других, особенно комплексных солей в растворе, материалом, из которого изготовлен электрод). Чем выше концентрация соли, тем больше доля выделившегося металла. Чем более кислая среда, тем более вероятно выделение водорода.

Если в растворе одновременно находятся катионы нескольких металлов, то при электролизе первыми восстанавливаются катионы металла с большим значением электродного потенциала.

Процессы, протекающие на аноде

Аноды бывают нерастворимые (уголь, платина, графит) и растворимые (Zn, Cu, Ni, Ag и др.).

Запомните! При электролизе водных растворов бескислородных (простых) кислот и их солей (кроме HF и фторидов) с нерастворимым анодом на нем происходит окисление анионов кислот:

2Cl - 2з = Cl2o

Фтор нельзя получить электролизом водных растворов, так как он реагирует с водой (F2 + H2O = 2HF + ЅO2).

При электролизе водных растворов щелочей, солей кислородосодержащих кислот (HNO3, Н2SO4, Н3PO4 и др.), а также HF и фторидов, у нерастворимого анода выделяется кислород. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по разному:

1) в кислой или нейтральной средах:

2Н2О - 4з = О2 + 4Н+

2) в щелочной среде:

4ОН- - 4з = О2 + 2Н2О

Также источником кислорода может служить окисление атомных частиц кислорода, входящего в сложный анион (SO42- - 2e- = SO3 + 1/2O2). Образовавшийся ангидрид кислоты тут же прореагирует с водой (SO3 + H2O = H2SO4).

Анионы, содержащие неметалл (не кислород) в промежуточной степени окисления (SO32-, NO2- и др.), сами окисляются на аноде:

SO32- + 2Н2О -2з = SO42- + 2Н+, NO2- + 2Н2О -2з = NO3- +2Н+,

ClO3- + H2O -2з = ClO4- + 2H+, BrO3- + H2O -2з = BrO4- + 2H+ ,

IO3- + 4ОН- -2з = H2IO63- + H2O, IO3- + H2O -2з = IO4- + 2H+ .

Однако эти процессы можно представить еще так, например:

SO32- - 2e- = SO3,

далее образовавшийся серный ангидрид SO3 тут же реагирует с водой

SO3 + Н2О = Н2SO4

Суммарный процесс отвечает вышеприведенной реакции

SO32- + 2Н2О -2з = SO42- + 2Н+

Анионы карбоновых кислот в результате электролиза декарбоксилируются, образуя углеводороды:

2R-COO- - 2e- = R-R + 2CO2 ,

2СН3СОО- - 2e- = СН3 - СН3 + 2CO2,

2СН3СН2СОО- - 2e- = СН3 - СН2 -СН2 - СН3 + 2CO2.

При электролизе водных растворов солей с растворимым анодом последний сам окисляется, если металл, из которого сделан анод, расположен в ряду Е° раньше других электрохимических систем.

Ионы Меn+ при этом переходят в раствор (анод растворяется) и восстанавливаются на катоде. Например, при электролизе водного раствора CuSO4 с медным анодом последний сам растворяется и на катоде выделяется чистая медь.

Запомните, что на аноде будут окисляться прежде всего те ионы, Е° которых ниже, чем Е° воды или ОН-- ионов. Ионы, расположенные правее ОН-, окисляться не будут. Вместо них будут окисляться ионы ОН- или молекулы Н2О.

При электролизе расплавов на катоде восстанавливаются ионы металлов до чистого металла. На аноде простые анионы окисляются до простого вещества (2Cl- + 2e- = Cl2 , S2- + 2e- = S). Если анион имеет сложное строение, то в этом случае протекает процесс, требующий наименьших затрат энергии. Если соль, устойчива к нагреванию и элемент находится в наивысшей степени окисления, то обычно окисляется кислород до простого вещества (SO42- -2e- = SO3 + ЅO2). Если элемент находится в промежуточной степени окисления, то наиболее вероятно, что в этих условиях будет окисляться не кислород, а элемент, например (NO2- - e- = NO2).

Экспериментальная часть

Взаимодействие металлов с солями. 1. Налить в две пробиркинебольшое количество раствора сульфата меди. В одну из нихопустить железную пластинку или гвоздь, а в другую -- кусочексвинца.

2. В пробирку с раствором ацетата свинца погрузить железную пластинку.

Отметить наблюдаемые явления. Написать в молекулярной, ионной и электронной формах уравнения реакций, происходящих между металлами и солями. Расположить металлы в ряд по их активности, выписав значения их нормальных электродных потенциалов.

Электролиз растворов солей

1. Электролиз раствора хлорида олова (П) SnCl2. В электролизер (U-образную трубку) налить раствор SnCl2, добавить 3-4 капли нейтрального раствора лакмуса и перемешать, опустить электроды в раствор и соединить последние с источником постоянного тока.

Учесть, что соль подвергается гидролизу- среда кислая. Что наблюдается на электродах? Напишите суммарное уравнение окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах.

После окончания электролиза в раствор с анодом внести по 5-6 капель растворов KI и крахмала. Что наблюдается? Объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнение окислительно - восстановительной реакции.

2. Электролиз раствора йодида калия KI. В стакан налить раствора KI и добавить 5-6 капель фенолфталеина и столько же раствора крахмала. Раствор перемешать и перелить в электролизер. Опустить в раствор электроды. При необходимости в электролизер долить раствор KI. Соединив электроды с источником тока, наблюдать происходящие явления на электродах. Чем объясняется изменение цвета раствора в катодном и анодном пространствах? Написать уравнение реакции электролиза.

3. Электролиз раствора сульфата натрия Na2SO4. В стакан налить раствор сульфата натрия (в соответствии с объемом U-образной трубки). Добавить 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса и перемешать. Влить раствор в электролизер и провести электролиз. Отметить наблюдаемые на электродах явления. Учесть, что соль гидролизу не подвергается - среда нейтральная.

Какие газы выделяются и как изменяется цвет раствора в анодном и катодном пространствах и почему? Написать уравнения полуреакций восстановления и окисления, протекающих на электродах, а также суммарный процесс электролиза.

4. Электролиз раствора хлорида меди CuCl2. В электролизер налить раствор CuCl2 и провести электролиз. В колено с анодом опустить фильтровальную бумажку, смоченную растворами KI и крахмала. Что наблюдается и какой газ выделяется?

Через 2-3 минуты отключить электролизер, вынуть катод и отметить выделение на нем красной металлической меди. Составить полуреакции окисления и восстановления, протекающие на электродах, а также суммарный процесс электролиза.

Электролитическое рафинирование меди. В качестве анода берут полоску металлической меди, а катодом является угольный стержень. В электролизер налить 20% раствор серной кислоты, опустить туда электроды и провести электролиз. Объяснить процессы, идущие на электродах.

Лабораторная работа 13. Коррозия металлов

Коррозия - процесс разрушения металлов под действием окружающей среды. Различают химическую и электрохимическую коррозии. Химическая -это непосредственное взаимодействие металла с токонепроводящей средой (O2 , СО, SO2 , H2S) при высокой температуре:

Мео - 2з = Ме2+ 2

O2о + 4з = 2О-2 1

2Мео + O2о = 2МеО

Электрохимическая коррозия - процесс разрушения металла в растворе электролита (атмосферная, почвенная, в растворе электролита, контактная). Она аналогична работе гальванического элемента.

В воде обычно содержится растворенный кислород -окислитель, также ионы водорода - окислители - результат растворения в воде газообразных веществ.

В нейтральной среде атомы железа под действием кислорода и воды окисляются (полное окисление):

Feo + nH2O - 3з = Fe3+ . nH2O 4 анодный процесс

O2о + 2H2O + 4з = 4ОН- 3 катодный процесс

4Feo + (4n + 6)H2O + 3O2о = 4Fe3+ . nH2O + 12ОН-

4Feo + 6H2O + 3O2о = 4Fe(OH)3

В кислой среде атомы железа под действием ионов водорода окисляются (полное окисление):

Feo + nH2O - 3з = Fe3+ . nH2O 2 анодный процесс

2H+ + 2з = H2 3 катодный процесс

2Feo + 2nH2O + 6H+ = 2Fe3+ . nH2O + 3H2

Кислород, растворенный в воде или нейтральном водном растворе, может окислить металлы от начала ряда стандартных электродных потенциалов до серебра (РСЭП).

Ионы водорода, находящиеся в воде, могут окислить металлы от начала РСЭП до кадмия.

Коррозия оцинкованного железа (Zn = анод, Fe = катод):

Zno - 2з = Zn2+ 1 анодный процесс

2H+ + 2з = H2 1 катодный процесс

Коррозия луженного железа (полное окисление, Fe = анод, Sn = катод):

Feo - 3з = Fe3+ 1 анодный процесс

2H+ + 2з = H2 1 катодный процесс

Экспериментальная часть

1. Коррозия оцинкованного и луженого железа. В пробирку внести 1 мл дистиллированной воды, добавить 5-6 капель раствора концентрирован-ной H2SO4 и столько же раствора гексациано-феррата (Ш) калия K3[Fe(CN)6]. Полученный раствор размешать и разделить на две части, перелив в две пробирки. В первую пробирку опустить цинковую пластинку, обвитую железной проволокой. Во вторую пробирку опустить пластинку из олова, обвитую железной проволокой. Что наблюдается в пробирках через 5 минут после погружения? Написать уравнения полуреакций окисления и восстановления в каждом случае. Почему в первой пробирке изменение цвета не наблюдается, а во второй пробирке раствор окрашивается в синий цвет? Написать уравнения соответствующих реакций:



Fe + H2SO4 >; FeSO4 + K3[ Fe(CN)6] >,

Zu + H2SO4 >; ZuSO4 + K3[Fe(CH)6] >

В последнем случае образуется малорастворимое комплексное соединение бледно-желтого цвета.

2. Коррозия металлов в нейтральной среде. 1. В U- образную трубку внести раствор NaCl и в оба колена добавить 2-3 капли фенолфталеина. Приготовить цинковую, медную пластинки и медную проволоку. Одним концом медной проволоки обмотать цинковую пластинку, другим концом - медную пластинку. Пластинки опустить в колена U-образной трубки и оставить на несколько минут. Наблюдать появление малиновой окраски в растворе возле медной пластинки. Написать уравнения полуреакций окисления и восстановления, протекающих на электродах:

Zn + nH2O - 2e- = Zn2+ . nH2O

O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-

2. В три пробирки внести разбавленный раствор NaCl и добавить по 3-4 капли раствора фенолфталеина. В первую пробирку опустить медную проволоку, обвитую цинковой проволокой. Во вторую - железный гвоздь с плотно накрученной цинковой проволокой. В третью - медный стержень, обвитый железной проволокой. Через 5 минут отметить изменение цвета растворов с медной проволокой, железным гвоздем и медным стержнем. Чем это объясняется? Написать полуреакций окисления и восстановления.

Затем в каждую пробирку добавить по 5-6 капель раствора K3[Fe(CN)6]. Что наблюдается? Написать уравнения реакций:

Zn2+ + K3[Fe(CN)6] >,

Fe2+ + K3[Fe(CN)6] >.

Щелочная среда на катоде создается за счет восстановления кислорода:

O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-

3. Ингибирование процесса коррозии металла. В две пробирки внести по 1 мл раствора HCl. В одну добавить 5-6 капель уротропина. Затем обе пробирки нагреть и опустить в каждую железный гвоздь. Наблюдать происходящие явления через 3-4 мин.

Лабораторная работа 14. Получение и свойства кислорода [14]

1. Получение кислорода при разложении перманганата калия. Поместить в пробирку около 0,5 г перманганата калия и укрепить в штативе вертикально. Нагреть пробирку с перманганатом калия на спиртовке. Внести в пробирку тлеющую лучинку и убедиться в выделении кислорода. После окончания опыта и охлаждения пробирки налить в нее несколько мл. воды и взболтать. Наблюдать цвет образовавшихся веществ( K2MnO4 - раствор зеленого цвета, MnO2 - темно-бурый осадок.

Написать уравнение реакции разложения перманганата калия. В каких условиях может быть получен кислород из перекиси бария и бертолетовой соли? Напишите уравнения реакций.

2. Получение кислорода при каталитическом разложении хлората калия (бертолетовой соли- KClO3). Поместить в пробирку около 0,5 г хлората калия и укрепить в штативе вертикально. Нагреть пробирку с хлоратом калия на спиртовке до плавления соли. Как только соль начнет плавиться, прекратить нагревание и тотчас же всыпать в пробирку с кончика микрошпателя немного диоксида марганца. Внести в пробирку тлеющую лучинку и убедиться в выделении кислорода.

Написать уравнение реакции разложения хлората калия.

Свойства кислорода

Взаимодействие кислорода с неметаллами (под тягой). Положить в ложечку для сжигания кусочек серы величиной с горошину, поджечь ее на пламени горелки. Обратить внимание на цвет и размер пламени горящей серы. Внести горящую серу в банку с кислородом. Какие изменения в горении серы наблюдаются?

Положить в ложечку для сжигания небольшой кусочек древесного угля, накалить и внести в банку с кислородом. Как меняется интенсивность горения угля в кислороде?

Взаимодействие кислорода с металлами. Свернуть спиралью отрезок стальной проволоки и прищепить его к концу ложечки для сжигания. Присоединить к проволоке кусочек корковой пробки. Поджечь пробку и быстро внести проволоку в банку с кислородом. Что происходит? Написать уравнение реакции.

Какой вывод о свойствах кислорода можно сделать на основании проведенных опытов? Как влияет на интенсивность горения веществ замена воздуха кислородом? Чем это объясняется?

Контрольные вопросы

Написать уравнения реакций, используя метод электронного или

протонно-кислородного баланса:

KClO3(т) > ? + O2 (150-200 0С, кат: MnO2)

KMnO4(т) = ? + MnO2 + O2^ (210-240 оС)

CaOCl2 (т) хлорная известь = ? + O2^ (t)

CaOCl2 (т)72% + Na2O2(т) 28% + 2Н2О = Ca(OH)2 + ? + O2^ (самопроизвольно)

BaO2(т) = ? + O2^ (t)

H2O2(ж) > ? + O2^ (t, кат: MnO2, или на свету)

NaOH(р) + Н2О > ? + О2^+? + ? (электролиз раствора)

H2O2(р) + KMnO4(р) + H2SO4(р) = O2^ + ? + ? + ?

К2O2(т) + CO2(г) = ? + O2^ (регенерация O2 из CO2)

МnSO4(p) + О3(г) + KОН = KМnО4 + ? + ? + О2

МnSO4(p) + О3(г) + H2O = МnО(OH)2v + H2SO4 + О2^

CrCl3(p) + О3(г) + КОН = К2CrO4 + ? + ? + О2^

KI(р) + O3 + H2O = KOH + I2 + O2^

H2O2(р) + KMnO4(р) + H2SO4(р) = O2^ + ? + ? + ?



Лабораторная работа 15. Свойства водорода

Внимание! Водород горюч и в смеси с кислородом или воздухом образует взрывчатую смесь.

Получение водорода.

Действие металла на кислоту. Поместить в пробирку несколько кусочков цинка, при 5 мл 20% раствора серной кислоты и закрыть пробкой с газоотводной трубкой. Поджечь его горящей лучинкой у отверстия газоотводной трубки, предварительно проверив на чистоту. Опрокинуть над пламенем водорода холодную стеклянную воронку. Что наблюдается?

Написать уравнение реакции.

Действие алюминия и кремния на щелочь (Опыт проводить в вытяжном шкафу). 1. Положить в пробирку несколько кусочков алюминия, прилить к ним 2--3 мл 20%-ного раствора едкого натра. Если реакция идет плохо, осторожно подогреть. Определить, какой газ выделяется! Написать уравнение реакции.

...