Опыт 5. Произведение растворимости. Условия образования осадков
Оборудование, посуда: штатив для пробирок, пробирки, стеклянная палочка. Реактивы: 0,005 М раствора соли свинца, 0,05 М раствора хлорида калия. 0,05 М раствора йодида калия(КI). В две пробирки налить по 1 мл 0,005 М раствора соли свинца. В одну из пробирок прибавить равный объем 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объем 0,05 М раствора йодида калия. Отметьте наблюдаемые явления. Составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах. 1) Pb(NO3)2 + 2KCL→ PbCL2 +2KNO3 Pb2++ 2NO3- + 2K+ + 2CL- →PbCL2 + 2K+ + 2NO3- Pb2+ + 2CL- → PbCL2 2) Pb(NO3)2 + 2KI- →PBI2 ↓+ 2KNO3 Pb2+ + 2NO3- + 2K+ + 2I -→PBI2↓+ 2K ++ 2NO3 Pb2++2I- →PBI2↓ ПК (PbCL2) = [Pb2+ ]*[ CL-] 2 Т.к сливают равные объемы, то объем полученного раствора в 2 раза больше, чем объем каждого из взятых веществ, а концентрация всех ионов в 2 раза меньше, чем они были в исходных растворах. Т.е. [Pb2+]= 1/2[Pb(NO3)2]= ½ * 0.005 = 0.0025м/л [CL-] = 1/2[KCL]= ½ * 0.05= 0.025 м/л ПК(PbCL2) = 2.5 *10-3 *(2.5 *10-2)2 = 1.5625 * 10-6 ПР (PbCL2) = 1,6 * 10-5 ПР=ПК => самопроизвольно протекает процесс растворения осадка. Аналогично ПК(PBI2) = [Pb2+ ]* [I-]2= 1.5625 + 10-6 ПК>ПР => выпадение осадка.
Вывод: В 1 случае заметил образование малорастворимого вещества белого цвета, но, сравнив ПР и ПК этой соли, установил, что самопроизвольно пройдет процесс растворения осадка. Во 2 случае в результате выпал желтый осадок йодида калия, это было подтверждено результатами вычислений.
Теоретическая часть. ОВР - это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Окисление Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель: окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Восстановление При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны, при этом происходит понижение степени окисления элемента. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель: восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель. Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Окислительно-восстановительная пара Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т.е. восстановлением, другая — с отдачей электронов, т.е. окислением.
Виды окислительно-восстановительных реакций 1)Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl 2)Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2 3)Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl 4)Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O
Электродный потенциал Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз. Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически. Электростатический потенциал равен отношению потенциальной энергии взаимодействия заряда с полем к величине этого заряда:
Е◦- электрический потенциал на инертном электроде, опущенном в раствор, содержащим одновременно и окислитель, и восстановитель одной и той же ОВ системы. Стандартные электродные потенциалы ОВ системы являются табличной величиной. Реальные потенциалы каждого электрода зависят от природы металла, концентрации и t◦ эта зависимость выражается, уравнением Нернста
Уравнение Нернста - уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. · · · · · ·
Уравнение Нернста - уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. Эквивалентное число Z.- окислители(восстановители) в ОВР определяется как число электронов, принимаемых 1 формульной единицей окислители или отдавших 1 формульной единицей восстановителя. Составление окислительно – восстановительных уравнений Для составления уравнений окислительно - восстановительных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (электронно - ионный метод). Рассмотрим несколько примеров окислительно - восстановительных реакций с участием органических веществ. 1. Горение Н-Бутана. Схема реакции имеет вид: Составим полное уравнение химической реакции методом баланса. Среднее значение степени окисления углерода в Н-Бутане: 10/4 = 2,5. Степень окисления углерода в оксиде углерода(IV) равна +4. Составим схему электронного баланса: C учетом найденных коэффициентов уравнение химической реакции горения н-бутана будет выглядеть следующим образом: Коэффициенты для этого уравнения можно найти и другим методом, о котором уже упоминалось. Рассчитав степени окисления каждого из атомов углерода, видим, что они различаются: В этом случае схема электронного баланса будет выглядеть так: Так как в ходе горения н-бутана в его молекулах разрушаются все химические связи, то в данном случае первый подход вполне оправдан, тем более что схема электронного баланса, составленная вторым способом, несколько сложнее. 2. Реакция окисления этилена раствором перманганата калия в нейтральной среде на холоду (реакция Вагнера). Расставим коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса. Полное уравнение химической реакции будет выглядеть так: Для определения коэффициентов можно воспользоваться и методом полуреакций. Этилен окисляется в этой реакции до этиленгликоля, а перманганат – ионы восстанавливаются с образованием диоксида марганца. Схемы соответствующих полуреакций:
Суммарное электронно-ионное уравнение:
3. Реакции окисления глюкозы перманганата калия в кислой среде. А. Метод электронного баланса. Первый вариант Второй вариант Рассчитаем степени окисления каждого из атомов углерода в молекуле глюкозы:
Схема электронного баланса усложняется по сравнению с предыдущими примерами: Б. Метод полуреакций в данном случае выглядит следующим образом: Суммарное ионное уравнение:
Молекулярное уравнение реакции глюкозы перманганататом калия: Экспериментальная часть. Оборудование: штатив с пробирками, микрошпателями, мерная пробирка, наждачная бумага. Реагенты: разбавленный раствор CuSO4, разбавленный раствор ZnSO4, разбавленный раствор KI, разбавленный раствор хлороводорода насыщенного, раствор крахмала и раствор толуола, разбавленный раствор KMnO4, концентрированные раствор KOH, концентрированный раствор H2SO4, Na2SO3, в виде сухой соли, кусочек Fe, кусочек Zn. Методика выполнения работы: Р- цели, выполняют в пробирках. Реагенты вносят в той последовательности в какой они записаны в схеме заданной реакции. Объем всех вносимых растворов реагентов должен быть примерно одинаковыми не превышать 1мл. вещества в сухом вносите в количестве одного двух микрошпателей. При вялом, визуально незаметном, течении ОВР реакционную смесь в пробирке осторожно нагрейте. Для каждой проделанной реакции подробно опишите наблюдаемые явления изменение окраски, растворение или образ. осадка и т.д. 1) Окисление более активно металла, окисление менее активного металла. А) в пробирку с раствором сульфата меди опустить на несколько минут кусочек Zn. Сu2+SO4 + Zn ◦→Zn+2SO4 +Cu Cu+2 + 2 e− → Cu◦ Zn ◦– 2 e− →Zn+2 Cu+2 + Zn◦→ Cu◦ + Zn+2 Б) В пробирку с раствором сульфата цинка опустить кусочек железа. Вывод: в ходе 1 реакции наблюдала выпадение красного осадка – меди; в ходе 2 реакции никаких изменений не происходило, т.к железо менее активный металл, чем цинк, а, следовательно, и вытеснить из раствора соли он не может.
2) Окисление более активным неметаллом ионов менее активного металла. В пробирку с несколькими каплями раствора йодида калия добавлять по каплям хлоридную воду. Полученный раствор разбавить водой и разлить в 2 пробирки. В одну прилить несколько капель раствора крахмала, в другую – толуола и сильно встряхнуть. Наблюдать изменение окраски органической фазы. 2KI-1 + CL2◦ →I2◦ +2KCL-1 2I-1 – 2 e−→ I2◦ CL2 + 2 e−→ 2CL- 2I- + CL2 → I2 + 2CL- Вывод: в результате взаимодействия раствора KI и хлорной воды появляется характерное желтое окрашивание, что свидетельствует о наличии йода, после добавления и к 1 пробе данного раствора крахмала появляется характерное фиолетовое окрашивание, качественная реакция на I2 после добавления ко 2 пробе толуола получаем органическую эмульсию (йод связался с бензольным кольцом толуола и образовал слегка розовое верхнее кольцо) I2 + крахмал → крахмал * I2
3) Окислительные свойства перманганата-иона в различных средах. В 3 пробирки налить 1мл раствора перманганата калия, в одну добавить 2-3 капли раствора гидроксида калия, во вторую – воды, в третью – серной кислоты. Затем во все пробирки добавить сульфит натрия. Mn02,в сильнощелочной – до Mn042- 2KMn+7O4 + 2KOH + Na2SO3+4 →2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O (SO3+4)2- + 2OH- -2 e → (SO4+6)2- + H2O| |1 (Mn+7O4)- +1→e (Mn+6O4)2- | |2 SO32- + 2OH- + 2MnO4- →SO42- + 2MnO42- + H2O Восстановитель: Na2SO3 Окислитель: KMnO4 2KMnO4 + H2O + 3Na2SO4 → 2MnO2↓ + 2KOH+ 3Na2SO4 (SO3+4)2- + H2O -2e → (SO4+6)2- + 2Н+ (Mn+7O4)- +2 H2O + 3e→ Mn+4O2↓+ 2OH- Восстановитель: Na2SO3 Окислитель: KMnO4 2KMnO4 + 3H2SO4 +5Na2SO3 →2MnSO4 + 3NaSO4 + K2SO4 + 3H2O (SO+43)2- + H2O -2e → (SO+64)2- + 2H+ | |5 (Mn+7O4)- + 8H+ + 5e→ Mn2+ + 4H2O| |2 5SO32- +2MnO4- +16H+ +5H2O → 5SO42- +2Mn2+ + 10H+ +8H2O +10H+ +8H2O 5SO32- + 2MnO4- + 6H+ → 5SO42- +2Mn2+ +3H2O Восстановитель: Na2SO3 Окислитель: KMnO4 Вывод: в ходе 1 реакции наблюдал образование зеленого раствора K2MnO4, в ходе 2 реакции образование бурого ↓ MnO2, в ходе 3 реакции образование бесцветного раствора MnSO4
|