Лабораторная работа. Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 3 нРеактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 3 н. раствор хлороводородной кислоты; 3) 2 н. раствор гидроксида натрия; 4) 0,5 н. раствор хлорида железа(III) FeCl3; 5) кристаллическая соль Мора (NH4)2Fe(SO4)2×6H2O; 6) 0,5 н. раствор гексацианоферрата(II) калия (желтой кровяной соли) K4[Fe(CN)6; 7) 0,05 н. раствор гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]; 8) 2 н. раствор сульфата меди(II) CuSO4; 9) 10% раствор аммиака; 10) сероводородная вода H2S; 11) штатив для пробирок; 12) 5 пробирок.
Опыт 1. Качественная реакция на ион Fe3+. Внесите в пробирку две-три капли раствора хлорида железа(III), подкислите каплей раствора, хлороводородной кислоты, затем прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe3+. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии. Сравните биологическую роль и применение в ветеринарной практике комплексных соединений Fe3+ и Co3+.
Опыт 2. Качественная реакция на ион Fe2+. Приготовьте раствор соли Мора. Для этого прилейте в пробирку 3-4 мл дистиллированной воды, затем всыпьте в пробирку несколько кристаллов соли Мора. Встряхните содержимое пробирки. К полученному раствору соли Мора прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe2+. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии. Особенности соединения Fe2+ в гемоглобине: координационное число, наличие полидентатного лиганда.
Опыт 3. Получение и свойства сульфата тетрааммин меди(II) [Cu(NH3)4]SO4. Прилейте в пробирку две - три капли раствора сульфата меди(II), добавьте одну - две капли водного раствора аммиака. Опишите наблюдаемые явления. Отметьте цвет образовавшегося осадка основной соли (CuOH)2SO4. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Продолжайте приливать к полученному осадку по каплям водный раствор аммиака. Что происходит с осадком? Каким становится цвет раствора? Объясните происходящие явления. Напишите уравнение протекающей реакции образования комплексного соединения в молекулярном и ионном виде. Прилейте к полученному раствору три-четыре капли сероводородной воды. Опишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Объясните причину выпадения осадка, зная, что для сульфида меди(II) ПР = 8,5×10-45, а для сульфата тетрааммин меди(II) Кнест. = 9,3×10-13. Напишите уравнение разрушения комплексного соединения в молекулярном и ионном виде. Биологическая роль меди. Природа голубизны крови цефалоподов (крабы, устрицы).
Литература 1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 84-89, 106-107, 141, 155, 163, 182-183, 238, 246, 249-252, 254-255.
Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции Содержание темы 1. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях. 2. Степень окисления, ее определение. 3. Процессы окисления и процессы восстановления. 4. Важнейшие окислители и восстановители. 5. Типы окислительно-восстановительных реакций: а) межмолекулярные реакции; б) реакции внутримолекулярного окисления и восстановления; в) реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования степеней окисления). 6. Направление окислительно-восстановительных реакций. Уравнение Нернста. 7. Окислительно-восстановительные реакции в ветеринарии. 8. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. 8.1. Ионно - электронный метод (метод полуреакций) применяется для расстановки коэффициентов в тех окислительно- восстановительных реакциях, которые протекают в растворах электролитов. Преимуществом метода является возможность показать процессы окисления и восстановления, происходящие с реально существующими ионами. Методику расстановки коэффициентов можно рассмотреть с учетом среды раствора на следующих примерах: 8.1.1. Взаимодействие в кислой среде. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2 SO4 + I2+ H2O Дихромат калия K2Cr2O7 является окислителем, так как содержит хром в высшей степени окисления +6; иодид калия - восстановитель, содержащий иод в низшей степени окисления -1. Данное уравнение необходимо записать сначала в полном ионно-молекулярном виде в соответствии с правилами записи ионных уравнений, затем исключить ионы, не изменившиеся в результате реакции и переписать сокращенную ионную схему: Cr2O72- + I- + Н+ ® 2Cr3+ + I2+ Н2О. Составляем полуреакции для иона-окислителя и иона- восстановителя, начиная уравнивать числа атомов хрома и иода слева и справа: Cr2O72- ® 2Cr3+ 2 I- ® I2. Реакция протекает в кислой среде, поэтому в первую полуреакцию со стороны недостатка кислорода следует добавить число молекул воды, необходимое для компенсации недостатка кислорода. В данном примере, чтобы уравнять количество атомов кислорода, необходимо добавить 7 молекул воды в правую часть первой полурекции. В противоположную сторону полуреакции следует добавить число катионов водорода, необходимое для баланса по водороду (в данном случае - в левую часть 14 ионов Н+). Далее необходимо сбалансировать заряды с помощью электронов: Cr2O72- + 14 Н+ + 6e- ® 2Cr3+ + 7Н2О 2 I- - 2 e- ® I2. Суммарное уравнение получим, подбирая множители для каждой полуреакции (по наименьшему общему кратному электронов), чтобы число принятых электронов было равно числу отданных электронов. Суммируем обе полуреакции с учетом найденных коэффициентов, при этом отдельно - левые и правые части полуреакций:
Переносим полученные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Количество ионов, не участвующих в реакции (в нашем случае - ионы калия и сульфат-ионы) досчитываем дополнительно. К2Cr2O7+6 KI + 7 Н2 SO4 = Cr2(SO4)3+3 I2+4 K2SO4+ 7 H2O Правильность подбора коэффициентов проверяем по кислороду. 8.1.2. Взаимодействие в щелочной среде. KNO3 + Al + KOH ®NH3 + KAlO2, Окислителем является KNO3, содержащий азот в высшей степени окисления +5. Восстановитель (Al) имеет степень окисления 0. Ионная схема: K+ + NO3- + Al + K+ + ОН- ® NH3 + K+ + AlO2- Полуреакции для окислителя и восстановителя: NO3- ® NH3, Al ® AlO2-. Реакция протекает в щелочной среде, поэтому для компенсации атомов кислорода в полуреакциях добавляем молекулы воды со стороны избытка кислорода в количестве, равном сумме этого избытка и недостатка атомов водорода, а в противоположную сторону полуреакции дописываем гидроксид-ионы: 6H2O - в левую и 9 ОН- - в правую часть в полуреакции восстановления нитрат-иона до аммиака; 2 H2O - в правую и 4 ОН- - в левую часть полуреакции окисления алюминия до алюминат-иона. Таким образом, получим: NO3- + 6H2O ® NH3 + 9 ОН-, Al + 4 ОН- ® AlO2- + 2H2O. Считаем заряды. В левой части полуреакции окислителя суммарный заряд (1-), а в правой (9-), поэтому для компенсации зарядов к левой части добавляем 8 электронов и получаем полуреакцию для окислителя. В левой части полуреакции окисления суммарный заряд (4-), а в правой (1-), поэтому для компенсации зарядов отлевой части убираем 3 электрона и получаем полуреакцию окисления: NO3- + 6H2O + 8e-® NH3 + 9 ОН-, Al + 4 ОН- - 3e-® AlO2- + 2H2O. Подбираем множители к каждой полуреакции так, чтобы число отданных электронов, было равно числу принятых. Левые и правые части полуреакций суммируем с учетом найденных коэффициентов:
Подчеркиваем одинаковые частицы и производим их алгебраическое сложение. Получаем реакцию в ионном виде: 8Al + 3NO3- + 2H2O + 5 ОН- ® 8AlO2- + 3NH3. Как видим, в левую часть пришлось дописать недостающее вещество - 2 молекулы воды. Молекулярное уравнение содержит ионы натрия, не изменившиеся в результате реакции: 8Al + 3KNO3 + 2H2O + 5 KOH ® 8KAlO2 + 3NH3. Правильность подбора коэффициентов проверим по всем элементам. 8.2. Метод электронного баланса применяется при расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в газообразной среде или при участии других неэлектролитов. В этом случае невозможно записать уравнение в ионном виде, поэтому исключается возможность воспользоваться методом полуреакций. Недостатком метода электронного баланса является формальный подход: мы имеем дело не с реально реагирующими ионами или молекулами, а с атомами, несущими условный заряд (степень окисления). Преимуществом этого метода является быстрота расстановки коэффициентов -3NН3+1 + O20 ® N20 + +1Н2O-2 Определяем, какие элементы изменили степень окисления. В нашем случае - это азот и кислород. Составляем для них уравнения электронного баланса:
Переносим найденные коэффициенты в молекулярное уравнение: 4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O. Правильность подбора коэффициентов проверяется по всем элементам.
|
