Студопедия — Опыт 5. Произведение растворимости. Условия образования осадков
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

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.

 

Кафедра неорганической и аналитической химии Лабораторная работа Окислительно – восстановительные реакции № 7

 

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 + eсопряжённый 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 — eсопряжённый 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.

· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

· — абсолютная температура;

· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;

· — число моль электронов, участвующих в процессе;

· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

 

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 eCu

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 eI2

CL2 + 2 e2CL-

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







Дата добавления: 2015-06-15; просмотров: 2337. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Композиция из абстрактных геометрических фигур Данная композиция состоит из линий, штриховки, абстрактных геометрических форм...

Важнейшие способы обработки и анализа рядов динамики Не во всех случаях эмпирические данные рядов динамики позволяют определить тенденцию изменения явления во времени...

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ МЕХАНИКА Статика является частью теоретической механики, изучающей условия, при ко­торых тело находится под действием заданной системы сил...

Теория усилителей. Схема Основная масса современных аналоговых и аналого-цифровых электронных устройств выполняется на специализированных микросхемах...

Устройство рабочих органов мясорубки Независимо от марки мясорубки и её технических характеристик, все они имеют принципиально одинаковые устройства...

Ведение учета результатов боевой подготовки в роте и во взводе Содержание журнала учета боевой подготовки во взводе. Учет результатов боевой подготовки - есть отражение количественных и качественных показателей выполнения планов подготовки соединений...

Сравнительно-исторический метод в языкознании сравнительно-исторический метод в языкознании является одним из основных и представляет собой совокупность приёмов...

Приготовление дезинфицирующего рабочего раствора хлорамина Задача: рассчитать необходимое количество порошка хлорамина для приготовления 5-ти литров 3% раствора...

Дезинфекция предметов ухода, инструментов однократного и многократного использования   Дезинфекция изделий медицинского назначения проводится с целью уничтожения патогенных и условно-патогенных микроорганизмов - вирусов (в т...

Машины и механизмы для нарезки овощей В зависимости от назначения овощерезательные машины подразделяются на две группы: машины для нарезки сырых и вареных овощей...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.014 сек.) русская версия | украинская версия