Лабораторная работа 6. Важнейшие окислители Влияние среды раствора на ход реакции

 

Цель работы. Изучение окислительно-восстановительных свойств различных веществ, типов окислительно-восстановительных реакций, а также методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

 

Пояснения к работе

Перманганат-ион – сильный окислитель, но его окислительная способность ослабевает с уменьшением кислотности раствора. Под действием восстановителей в щелочной среде MnO₄^- восстанавливается до манганат-иона MnO₄^2-:

MnO₄^- + e^- = MnO₄^2-,

В нейтральной, слабокислой и слабощелочной среде MnO₄^- переходит в диоксид марганца MnO₂:

MnO₄^- + 2H₂O + 3 e^- = MnO₂ + 4OH^-

В кислотной среде перманганат-ион превращается в аквакатион [Mn(H₂O)₆]²⁺:

MnO₄^- + 8H₃O⁺ + 5 e^- = [Mn(H₂O)₆]²⁺ + 4H₂O

Разбавленные водные растворы перманганата калия неустойчивы, они разлагаются (особенно быстро под действием солнечных лучей) с образованием бурого осадка диоксида марганца и выделением кислорода:

4KMnO₄ + 2H₂O = 4KOH + 4MnO₂¯ + 3O₂­

Особенно быстро раствор KMnO₄ портится в присутствии восстановителей, органических веществ, которые всегда есть в воздухе. Этиловый спирт C₂H₅OH: так реагирует с перманганатом калия

2KMnO₄ + 3C₂H₅OH = 2KOH + 2MnO₂¯ + 3CH₃CHO + 2H₂O

В подкисленном растворе вместо MnO₂ образуются бесцветные катионы Mn²⁺. Например, в присутствии серной кислоты взаимодействие перманганата калия с таким общепризнанным восстановителем, как сульфит натрия, дает сульфат марганца и сульфат натрия, а также сульфат калия и воду:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Точно такая же реакция, но проведенная в сильнощелочной среде, дает манганат-ионы MnO₄^2- зеленого цвета:

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Химики прошлого прозвали перманганат калия «хамелеоном»

Дихроматы, например дихромат калия K₂Cr₂O₇ – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.

 

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄+ K₂SO₄ + 4H₂O

 

Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

 

Порядок работы.

Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах.

В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO₄. Затем в первую добавьте 5 капель раствора серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель раствора щелочи.

После этого во все три пробирки добавьте по каплям раствор сульфита натрия Na₂SO₃ до видимого изменения цвета растворов.

Напишите наблюдения и уравнения реакций, учитывая, что окраска соединений марганца зависит от его степени окисления: ион MnO₄^– - имеет фиолетовую окраску, ион MnO₄^2– - имеет зеленую окраску, ион Mn²⁺ - практически бесцветен, оксид марганца MnO₂ - труднорастворимое вещество бурого цвета.

 

Опыт 2. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления.

Разложение дихромата аммония (демонстрационный).

На асбестовую сетку насыпьте 5г дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ и внесите в соль зажженную лучину. Напишите уравнение реакции, имея в виду, что в качестве газообразных продуктов выделяются молекулярный азот и пары воды.

 

Опыт 3. Окислительные свойства дихромата калия. (Cr ⁺⁶)

Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К₂Cr₂O₇, 3 мл раствора серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI. Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального клейстера выделение свободного йода.

Составьте отчет следующего содержания:

Цель работы:_____________________________________________

№ опыта

Порядок выполнения

Наблюдения

Уравнение реакции

Выводы

 

 

Лабораторная работа

Важнейшие окислители Влияние среды раствора на ход реакции

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

№ опыта	Порядок выполнения	Наблюдения	Уравнение реакции	Выводы

 

Лабораторная работа 7. Общие свойства металлов

 

Цель работы: Ознакомиться на практике с общими свойствами металлов

Пояснения к работе

Общие химические свойства металлов:

Сильные восстановители: Me⁰ – nē ® Meⁿ⁺

 

I. Реакции с неметаллами

1) С кислородом:

2Mg⁰ + O₂ ® 2Mg⁺² O

2) С серой:

Hg⁰ + S ® Hg⁺² S

3) С галогенами:

Ni + Cl₂ –^t°® Ni⁺²Cl₂

4) С азотом:

3Ca⁰ + N₂ –^t°® Ca₃⁺²N₂

5) С фосфором:

3Ca⁰ + 2P –^t°® Ca₃P₂

 

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li⁰ + H₂ ® 2Li⁺¹H

Ca⁰ + H₂ ® Ca⁺²H₂

 

II. Реакции с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg⁰ + 2HCl ® Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰

Mg⁰ + 2H⁺ ® Mg²⁺+ H₂⁰

2Al⁰+ 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂⁰

2Al⁰ + 6H⁺ ® 2Al³⁺ + 3H₂⁰

6Na⁰ + 2H₃PO₄ ® 2Na₃⁺¹PO₄ + 3H₂

6Na⁰ + 6H⁺ ® 6Na⁺ + 3H₂⁰

 

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

 

III. Взаимодействие с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O ® 2Na⁺¹OH + H₂⁰

2Na⁰ + 2H₂O ® 2Na¹⁺ + 2OH^1- + H₂⁰

Ca⁰ + 2H₂O ® Ca⁺²(OH)₂ + H₂⁰

Ca⁰ + 2H₂O ® Ca²⁺ + 2OH^1- + H₂⁰

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O –^t°® Zn⁺²O + H⁰₂

 

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

 

4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu⁰ + Hg⁺²Cl₂ ® Hg⁰ + Cu⁺²Cl₂

Cu⁰ + Hg²⁺ ® Cu²⁺ + Hg⁰

Fe⁰ + Cu⁺²SO₄ ® Cu⁰ + Fe⁺²SO₄

Fe⁰ + Cu²⁺ ® Cu⁰ + Fe²⁺

 

Работа в лаборатории

Оборудование и реактивы:

­ штатив с пробирками

­ кусочек цинка

­ железные стружки

­ алюминиевые стружки

­ растворы:

серной кислоты,

соляной кислоты,

сульфата алюминия,

сульфата меди,

гидроксида натрия.

 

Опыт № 1 Взаимодействие металлов с растворами солей.

Поместите в две пробирки по 1 мл раствора сульфата меди. В одну пробирку опустите кусочек цинка, а в другую железные стружки.

Какие изменения происходят на поверхности металлов?

Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Пользуясь рядом электрохимических напряжений металлов, объясните эти реакции.

 

Опыт № 2 Взаимодействие металлов с растворами кислот.

В две пробирки поместите по 1 мл растворов кислот: соляной, серной. Опустите в каждую по 1-2 стружки алюминия. В две другие также налейте по 1 мл соляной и серной кислоты, и опустите в каждую по 1-2 стружки железа. В пробирках, где наблюдается энергичное выделение газа, попробуйте поджечь его горящей лучиной.

Напишите уравнения реакций, составьте электронный баланс

Опыт № 3 Отношение металлов к действию щелочей.

Поместите в две пробирки по 1 мл 30 %-ного раствора NaOH и опустите в первый раствор 1-2 алюминиевые стружки, во второй 1-2 стружки железа. Есть ли различие в происходящих процессах? Когда начнется энергичное выделение газа, подожгите его горящей лучиной. Запишите наблюдения и уравнение происходящей реакции.

Составьте отчет следующего содержания:

Цель работы:_____________________________________________

№ опыта

Порядок выполнения

Наблюдения

Уравнение реакции

Выводы

 

Лабораторная работа

. Общие свойства металлов

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

№ опыта	Порядок выполнения	Наблюдения	Уравнение реакции	Выводы