Химия №3 (А.М. Голубев - Сборник контрольных вопросов и задач для защиты лабораторных работ по курсу химии)
Описание файла
Документ из архива "А.М. Голубев - Сборник контрольных вопросов и задач для защиты лабораторных работ по курсу химии", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из , которые можно найти в файловом архиве МГТУ им. Н.Э.Баумана. Не смотря на прямую связь этого архива с МГТУ им. Н.Э.Баумана, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лабораторные работы", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Химия №3"
Текст из документа "Химия №3"
Окислительно-восстановительные реакции. Скворцов Антон ПС1-12
Цель работы
Ознакомиться с процессами окисления и восстановления, составить уравнения химических реакций и подобрать коэффициенты к ним различными методами.
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов к другим.
Согласно предложенной В. Л. Писаржевским (1874-1938 гг.) терминологии, окислением называется процесс, связанный с потерей электронов; восстановлением называется процесс, связанный с приобретением электронов.
Вещества, атомы или ионы которых принимают электроны, называются окислителями; вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями.
Наиболее употребляемые окислители:
-
Галогены и их кислородные соединения;
-
Азотная кислота и ее соли;
-
Соли марганцевой и хромовой кислот;
-
Пероксиды (если в растворе нет другого более сильного окислителя).
Наиболее употребляемые восстановители:
-
Свободные металлы
-
Сероводородная кислота и ее соли
-
Водород
-
Углерод
-
Монооксид углерода
Коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях можно вычислять различными методами.
1. Составление схем перехода электронов на основе изменения степеней окисления атомов или ионов.
1.1. Определение степени окисления элементов, входящих реакции.
1.2. Подсчет числа отданных и принятых электронов и нахождение наименьшего общего кратного и общих множителей.
1.3. Перенос основных коэффициентов в уравнение реакции и подсчет остальных атомов участвующих в реакции.
Иногда в реакциях окисления и восстановления меняет степень окисления только один элемент. Это явление носит название диспропорционирования. В этом случае число электронов, потерянных одной частью атомов данного элемента, равно числу электронов, принятых другой частью атомов этого же элемента.
2. Метод электронно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При составлении электронно-ионных схем следует учитывать изменение не только зарядов ионов, но и (весьма часто) их состава, например, при окислении нитрит-иона в нитрат-ион (NO2 - NO3 -) или при восстановлении перманганат-иона по схеме (MnO4- Mn2+) и во многих других случаях.
При выводе молекулярно-ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для уравнений реакций обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциируемые и летучие соединения следует писать в виде молекул.
3. Алгебраический метод расчета коэффициентов в уравнениях химических реакций.
Метод основан на составлении балансов отдельных элементов составе различных молекул, участвующих в реакции. Метод применим как для расчетов окислительно-восстановительных реакций, так и для реакций, не сопровождающихся передачей электронов, например для реакций с участием органических веществ.
При составлении балансов следует использовать следующее правило знаков: начальные вещества записываются со знаком минус, конечные – со знаком плюс.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Перманганат калия как окислитель в кислой среде.
В пробирку налить 2-3 мл раствора KMnO4, подкислить раствором H2SO4, добавить раствор Na2SO3 до обесцвечивания.
Вывод: Перманганат калия является окислителем в кислой среде.
Опыт 2. Перманганат калия как окислитель в нейтральной среде.
В пробирку налить 2-3 мл раствора KMnO4, разбавить водой двое, добавить 2-3мл Na2SO3 до обесцвечивания и появления бурого осадка.
Вывод: Перманганат калия является окислителем в нейтральной среде.
Опыт 3. Перманганат калия как окислитель в сильно щелочной среде.
В пробирку налить 1-2 мл раствора KMnO4, добавить 4-5мл KOH и добавить Na2SO3 до появления зеленого цвета.
Вывод: Перманганат калия является окислителем в сильно щелочной среде.
Опыт 4. Реакции самоокисления и самовосстановления йода.
Налить в пробирку KI и KIO3, раствор подкислить HCl. Убедиться в образовании свободного йода с помощью крахмала.
Вывод: Под действием соляной кислоты йод восстанавливается из соединений с металлами.
Опыт 5. Перекись водорода как окислитель.
В пробирку налить KI, подкислить H2SO4 и добавить H2O2. Проверить раствор на наличие свободного йода.
Вывод:
Опыт 6. Перекись водорода как восстановитель.
Налить в пробирку KMnO4, подкислить раствором H2SO4 и добавить H2O2 до обесцвечивания.
Вывод:
Опыт 7. Окислительная активность галогенов.
В 2 пробирки налить по 2 мл KI и KBr. В каждую пробирку добавить 2 мл хлорной воды. В каждую пробирку добавить бензол. Посмотреть на изменение цвета бензола.
Вывод: Хлор имеет большую окислительную активность, по сравнению с йодом и бромом.
Опыт 8. Селитра как окислитель.
В пробирке расплавить 1-2 г нитрата калия и бросить кусочек древесного угля. После окончания реакции окисления растворить содержимое пробирки в воде. Добавить соляную кислоту и обратить внимание на выделение газа CO2.
Вывод: Селитра окисляет углерод с образованием карбоната. Наличие соли угольной кислоты видно по выделившемуся газу CO2.
Контрольные вопросы.
-
Закончить молекулярные и составить электронные уравнения следующих процессов:
-
Подберите коэффициенты в уравнениях следующих реакций методом составления электронно-ионных схем:
7
Лабораторная работа по химии №221.05.19