Окислительно-восстановительные свойства веществ. Определение направления редокс-процесса.

Цель работы: Изучить окислительно-восстановительные свойства веществ. Научиться оценивать условия протекания окислительно-восстановительных реакций, прогнозировать направление процесса.

Оборудование и реактивы: Пробирки, газовая горелка. Растворы: серной кислоты, гидроксида натрия, бромида калия, иодида калия, сульфата меди, хлорида железа (III), перманганата калия, дихромата калия, иодата калия, уксусной кислоты (все по 0,1 моль/л); этанол, ацетон, формалин, щавелевая кислота.

Сущность работы:

Пользуясь величинами стандартных редокс-потенциалов, прогнозируют направление самопроизвольного протекания редокс процессов. Чем больше значение редокс–потенциала редокс–системы, тем выше ее окислительная способность, то есть тем сильнее окислитель и слабее сопряженный ему восстановитель.

Для определения направления самопроизвольного протекания редокс -процесса необходимо сравнить величины редокс - потенциалов двух редокс - систем. Окисленная форма той редокс-системы, потенциал которой больше, и будет выполнять роль окислителя в данном процессе. Разность потенциалов Dj = j(ox) - j(red) >0 свидетельствует, что процесс будет протекать самопроизвольно в прямом направлении.

 

Ход работы:

Отыт1. Определение направления редокс-процесса.

1. В две пробирки наливают по 0,5 мл раствора хлорида железа (III). В одну из них добавляют 10-15 капель иодида калия, в другую 10-15 капель раствора бромида калия.

Уравнения реакций:

 

 

Наблюдения:

 

 

Справочные данные: j _r ^o(Fe³⁺/Fe²⁺) = ____________

 

j _r ^o(Br₂ /Br^-) = ______________ j _r ^o(I₂/I^-) = _____________

 

Расчеты:

 

2. В пробирку наливают по 0,5 мл растворов иодата калия и иодида калия, затем добавляют по каплям раствор серной кислоты до изменения окраски раствора. Наблюдают образование иода. К полученному раствору добавляют по каплям 10% раствор гидроксида натрия до исчезновения окраски иода.

Уравнения реакций:

 

Наблюдения:

 

Справочные данные:

2IO₃^- + 6H₂O + 10ē ® I₂ + 12OH^-, j _r ^o = +0,21B

2IO₃^- + 12H⁺ + 10ē ® I₂ + 6H₂O, j _r ^o = +1,19B

 

Расчеты:

 

Выводы:

 

 

Задания для самостоятельной работы

 

1. Соли железа и олова смешали таким образом, чтобы концентрации ионов в растворе стали: железа (III) и олова (II) по 0,01 моль/л; железа (II) и олова (IV) по 0,001 моль/л. В каком направлении будет протекать редокс-процесс в этой системе?

 

2. Смешали 15 мл раствора хлорида железа(III) с концентрацией 0,05 моль/л и 25 мл раствора сульфата железа(II) с концентрацией 0,01 моль/л. Вычислите величину редокс-потенциала этой системы при 298 К.

 

 

3. Определите направление протекания процесса в стандартном состоянии и рассчитайте константу равновесия: Fe + Tl³⁺ ↔ Fe²⁺ + Tl⁺

 

 

Защита модуля 1 Химическая термодинамика и направление процессов.

 

Дата _________

 

Ф.И.О. _______________________ группа _______ Билет № ________

 

 

Занятие 5

Химическая кинетика.

Дата _________ Лабораторная работа №________

Определение кинетических характеристик реакции окисления иодид-ионов пероксидом водорода.

Цель работы. Научиться экспериментальным путем определять кинетические параметры: константу скорости, порядок и период полупревращения реакции.

Оборудование и реактивы. Секундомер, бюретка, воронка, мерный цилиндр вместимостью 50 мл, мерная пробирка вместимостью 10 мл, коническая колба вместимостью 250 мл, капельницы, термометр. Растворы пероксида водорода, иодида калия, тиосульфата натрия, серной кислоты, молибдата аммония, крахмала.

Сущность работы. Пероксид водорода в кислой среде медленно окисляет иодид-ионы:

H₂O₂ + 2I^- + 2H⁺ ® I₂ + 2H₂O

Скорость реакции измеряется по количеству выделенного иода, для чего в реакционную смесь периодически добавляют по 1 мл раствора тиосульфата натрия, реагирующего с иодом:

I₂ + 2S₂O₃^2- ® 2I^- + S₄O₆^2-

Каждую новую порцию тиосульфата натрия добавляют после того, как ранее введенный в смесь тиосульфат натрия полностью прореагирует с выделившимся иодом. Для фиксирования момента окончания реакции в смесь добавляют крахмал, образующий с иодом соединение синего цвета.

Иодид калия и серная кислота берутся в большом избытке, в этом случае реакция протекает по первому порядку. Кроме того, концентрация иодид ионов поддерживается практически постоянной за счет постоянного восполнения при окислении тиосульфата.

Для быстрого окончания реакции после проведения заданного числа измерений в раствор добавляется катализатор (молибдат аммония).

Ход работы.

1. Готовят реакционную смесь:

- 50 мл раствора иодида калия (цилиндром)

- 5 мл раствора серной кислоты (мерной пробиркой)

- 1 мл раствора тиосульфата натрия (из заполненной бюретки)

- 5 капель крахмала

- 5 мл раствора пероксида водорода (из заполненной бюретки)

2. Фиксируют время в момент появления синего окрашивания. Проводят 5 измерений времени.

3. Измеряют объем раствора тиосульфата натрия, необходимый для реакции со всем выделившимся иодом. Для этого в реакционную смесь добавляют насыщенный раствор молибдата аммония и титруют раствором тиосульфата натрия из бюретки до исчезновения синей окраски. Результат титрования (Vo) заносят в таблицу.

4. Измеряют температуру реакционной смеси (Т₁) и заносят в таблицу.

 

Обработка результатов эксперимента. Для расчета константы скорости реакции (k) используют формулу , где V_t – объем раствора тиосульфата натрия, добавленный к моменту времени t.

Константу скорости рассчитывают для всех проведенных измерений и вычисляют ее среднее значение (k_ср).

 

Экспериментальные данные

 

Vt, мл	Т1 =	Vо =
Показания секундомера	t, с	Константа скорости k, с-1
			-
			kср =

Расчеты

 

Вывод

 

 

 

Занятие 6 Химическая кинетика.

Задания для самостоятельной работы

1) Константа скорости реакции: (СН₃СО)₂О + Н₂О <=> 2 СН₃СООН при 15^оС равна 0,45 мин^-1. Исходная концентрация уксусного ангидрида равна 0,5 моль/л. Вычислите скорость реакции в момент, когда концентрация уксусной кислоты станет равной 0,1 моль/л.

 

 

2) Рассчитайте период полупревращения реакции при 77^оС, если энергия активации реакции равна 65кДж/моль, аконстанта скорости при 37^оС равна 0,25 ч^-1.

 

 

3) Вычислите температурный коэффициент скорости реакции разложения трихлоруксусной кислоты в воде (20 – 40^оС), энергия активации равна 155кДж/моль.

 

4) Во сколько раз возрастет скорость реакции разложения ацетондикарбоновой кислоты в растворе при 298К, если энергия активации реакции без катализатора равна 97кДж/моль, а в присутствии катализатора снижается на 40% (считать, что А=Const).

 

 

Занятие 6