Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

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.

Окислениепроцесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления. Восстановлениепроцесс 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, восстановителямивещества, 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 (S2-, N3-, 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

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-15; просмотров: 1268; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 44.204.24.82 (0.033 с.)