Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей

На полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите по капле раствора хлорида натрия NaCl, сульфата меди CuSO₄, нитрата свинца Pb(NO₃)₂, карбоната натрия Na₂CO₃, ацетата калия CH₃COOK и ацетата аммония CH₃COONH₄. По изменению окраски индикатора сделайте вывод о реакции среды в растворе каждой соли.

Требования к результатам опыта:

1. Составьте сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей, укажите рН среды. В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнения реакций только для первой ступени.

2. Сделайте вывод, какие типы солей подвергаются гидролизу.

 

Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении

Раствора

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора нитрата висмута Bi(NO₃)₃ и постепенно разбавляйте водой до выпадения осадка. Прибавьте в пробирку с осадком несколько капель концентрированной азотной кислоты HNO₃. Что происходит с осадком?

Требования к результатам опыта:

1. Составьте сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакции гидролиза нитрата висмута по первой и второй ступени.

2. Сделайте вывод о смещении равновесия при разбавлении раствора и добавлении кислоты.

 

Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении

Температуры

В пробирку налейте 5-6 мл раствора ацетата натрия CH₃COONa и 1-2 капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую – нагрейте до кипения. Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках.

Требования к результатам опыта:

1. Составьте сокращенное, полное ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза CH₃COONa.

2. Сделайте вывод о смещении равновесия при изменении температуры.

 

Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом

В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора сульфата меди CuSO₄, в другую - столько же хлорида железа (III) FeCl₃. Затем в каждую пробирку добавьте по 2-3 мл раствора карбоната натрия Na₂CO₃. Отметьте выделение углекислого газа в обеих пробирках и выпадение осадков. В первой пробирке в осадок выпадает гидроксокарбонат меди (II), во второй – гидроксид железа (III).

Требования к результатам опыта:

1. Закончите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O =

FeCl₃ + Na₂CO₃ + H₂O =

2. Объясните, почему не получились карбонаты меди и железа.

Лабораторная работа 8

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Теоретическое введение

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов. Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит из ионов.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления. Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.

Процесс окисления

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

Процесс восстановления

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно.

Окислителями называются вещества (атомы, ионы или молекулы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями – вещества, отдающие электроны. Окислителями могут быть галогены (F₂, CL₂, Br₂, I₂), кислород O₂, положительно заряженные ионы металлов (Fe³⁺, Au³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺, Ag⁺), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, NaBiO₃ и др.), атомы неметаллов в положительной степени окисления (HNO₃, концентрированная H₂SO₄, HClO, KClO₃, NaBrO и др.).

Типичными восстановителями являются почти все металлы и многие неметаллы (углерод, водород) в свободном состоянии, отрицательно заряженные ионы неметаллов (S^2-, N^3-, I^‾, Br^‾, Cl^‾ и др.), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺, Mn²⁺, Cu⁺ и др.).

Соединения, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄, PbO₂), или только восстановителями (KI, Na₂S, NH₃). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем. Например, нитрит калия KNO₂, содержащий азот в степени окисления +3, пероксид водорода H₂O₂, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться следующего порядка:

1. Написать формулы исходных веществ. Определить степень окисления элементов, которые могут ее изменить, найти окислитель и восстановитель. Написать продукты реакции.

2. Составить уравнения процессов окисления и восстановления. Подобрать множители (основные коэффициенты) так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

3. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

+ 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ = Cr₂ ⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰ + K₂SO₄ + 7H₂O

ок-ль восст-ль среда

S^-2 - 2e → S⁰ ½3 - окисление

2Cr⁺⁶ + 6e → 2Cr⁺³ ½1 - восстановление

Характер многих окислительно-восстановительных реакций зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего используют разбавленную серную кислоту, для создания щелочной - растворы гидроксидов натрия или калия.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции - это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Рассмотренная выше реакция относится к этому типу. К внутримолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе.

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰

Сl⁺⁵ + 6e → Cl^‾ ½2 Cl⁺⁵ - окислитель

2O^-2 - 4e → O₂⁰ ½3 O^-2 - восстановитель

В реакциях диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления) молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

Mn⁺⁶ - e → Mn⁺⁷ ½ 2 Mn⁺⁶ - восстановитель

Mn⁺⁶ + 2e → Mn⁺⁴ ½ 1 Mn⁺⁶ – окислитель

 

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ