WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 6 |

окислительная способность веществ тем выше, чем больше положительное значение окислительно-восстановительного потенциала реакции. В общем виде обратимую электрохимическую реакцию окисления - восстановления можно записать уравнением Ox + ne- Red, где Ox - окисленная форма вещества, Red - восстановленная форма вещества.

Уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала (Ox/Red) этой реакции имеет вид RT [Ox] Ox/Red = + ln, Ox / Red nF [Red] где - стандартный окислительно-восстановительный потенциал; [Ox], Ox / Red [Red] - концентрации соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, F = 96485 Кл/моль - постоянная Фарадея.

В случае, если в окислительно-восстановительных реакциях участвуют ионы водорода или гидроксила, потенциалы этих реакций зависят от рН, например, для реакции NO3- + 3H+ + 2e- HNO2 + H2O RT [NO3- ][H+ ]3 2.3RT [NO3- ] = + (lg - 3pH).

NO / HNO2 = 0 /HNO2 + ln NO- NO- /HNO3 2F [ HNO2] 2F [ HNO2] Направление окислительно-восстановительных реакций определяется вторым законом термодинамики. Если процесс протекает при изобарноизотермических условиях, то прямая реакция возможна при условии, что энергия Гиббса ее меньше нуля: G < 0. Изменение свободной энергии Гиббса связано с э.д.с. гальванического элемента следующим соотношением :

- G0 = nFEДля вычисления стандартной э.д.с. элемента E0 на основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов 0 следует из величины более положительного потенциала вычесть значение менее положительного потенциала.

Обычно выделяют три типа окислительно-восстановительных реакций:

1) межмолекулярные (степени окисления изменяют атомы, входящие в состав разных соединений):

+7 -1 +2 2 КMnО4 + 16 НС1 = 2 КС1 + 2 MnС12 + 8 Н2О + 5 С12.

2) ннутримолекулярные (степени окисления изменяют разные атомы одного и того же соединения):

+5 -2 -1 2 КClОз = 2 КС1 + 3 O2.

3) диспропорционирования (атомы одного и того же элемента выступают в качестве и окислителя, и восстановителя):

+5 +7 -4 КClОз = 3 КСlО4 + КС1.

Для реакции конпропорционирования, наоборот, атомы одного и того же элемента из высокой и низкой степени окисления переходят в некоторую промежуточную:

+4 0 +TiCl4 + Ti = 2 TiCl2.

Определение стехиометрических коэффициентов в уравнении окислительновосстановительной реакции обычно проводят с помощью метода электронного баланса или ионно-электронным методом (метод полуреакций).

Следует отметить, что окислительно-восстановительные реакции протекают не только в растворах. Например, ржавление железа или получение металлов из руд - это окислительно-восстановительные процессы. Велико значение окислительно-восстановительных реакций в биологии: живые организмы получают энергию в результате процессов ферментативного окисления веществ - субстратов: углеводов, жиров, аминокислот.

ОПЫТ 1. Типы окислительно-восстановительных реакций а) налить в две пробирки по 1 мл свежеприготовленного раствора соли железа (II) и 2 капли раствора серной кислоты. В одну пробирку добавить несколько капель роданида аммония и убедиться, что красного окрашивания раствора не произошло. В другую пробирку прилить 2 - 3 капли H2O2 и после этого добавить 2 капли NH4CNS. Что наблюдаете б) в пробирку поместить кусочек сульфида железа FeS и прилить 1 - 2 мл 2н.

раствора азотной кислоты. Осторожно на небольшом пламени горелки нагреть пробирку. Обратить внимание на растворение сульфида железа, помутнение раствора (образуется сера), и цвет выделяющегося газа. Убедиться в образовании иона Fe3+.

в) поместить в сухую пробирку немного перманганата калия и осторожно нагреть небольшим пламенем горелки. Проверить, какой газ выделяется в результате реакции. После охлаждения пробирки добавить в нее немного воды и по цвету полученного раствора определить продукты реакции.

г) к раствору сероводородной воды прибавить несколько капель концентрированной серной кислоты. Что наблюдается Какие свойства проявляет сера в каждом из этих соединений д) кристаллик йода обработать небольшим количеством 2М раствора гидроксида натрия при слабом нагревании. Полученный раствор подкислить.

Записать наблюдения, составить уравнение реакции, учитывая, что образуются иодат и иодид натрия.

Для всех реакций, проделанных в опыте 1, написать уравнения и расставить стехиометрические коэффициенты, указать окислитель и восстановитель. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относятся данные процессы ОПЫТ 2. Зависимость окислительно-восстановительных свойств от степени окисления а) в пробирку налить 1 мл 0,5М раствора сульфата марганца и добавить такое же количество 0,1М раствора перманганата калия. Содержимое пробирки встряхнуть. Отметить цвет образовавшегося осадка оксида марганца (IV) и определить рН полученного раствора.

б) взять две пробирки. В первую прилить раствор перманганата калия, во вторую - иодида калия. Подкислить оба раствора разбавленной серной кислотой и в каждую из пробирок добавить раствор KNO2 или NaNO2 до изменения окраски. Какие свойства проявляет нитрит калия (натрия) в каждом конкретном случае Напишите уравнения соответствующих реакций. Сделайте вывод о зависимости окислительных и восстановительных свойств от степени окисления элементов.

ОПЫТ 3. Влияние среды на окислительные свойства перманганата калия В три пробирки внести по 1 мл раствора перманганата калия. В одну из пробирок добавить 2 капли 2М раствора серной кислоты, в другую - столько же воды, в третью - 2 капли 20%-ного раствора щелочи. Во все три пробирки прилить раствор сульфита натрия до изменения первоначальной окраски раствора. Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что в растворе ион MnO4- имеет фиолетовую окраску, ион MnO42- - зеленую, ион Mn 2+ - слабо розовую, а при малой концентрации практически бесцветен. Диоксид марганца и его гидроксид являются труднорастворимыми веществами бурого цвета. Сделать заключение об окислительной способности KMnO4 в различных средах.



ОПЫТ 4. Направление окислительно-восстановительных реакций а) какие галогены окисляют Fe2+ до Fe3+ Проведите соответствующие расчеты. Проверьте правильность ответа опытным путем, используя свежеприготовленный раствор соли Мора (NH4)2Fe(SO4)26H2O и растворы хлорной, бромной, йодной воды. Для обнаружения иона Fe3+ добавьте в каждую пробирку 2 - 3 капли раствора NH4CNS. Напишите уравнения реакций.

б) какие из галогенид-ионов могут восстановить Fe3+ Рассчитайте э.д.с.

каждой реакции и определите знак G. Подтвердите свои выводы экспериментально. Напишите уравнения соответствующих реакций.

При расчете используйте следующие значения окислительновосстановительных потенциалов:

Fe3+/ Fe2+ 0 = 0,77 B, F2/2F- 0 = 2,87 B, Br2/2Br- 0 = 1,07 B, Cl2/2Cl- 0 = 1,36 B, I2/2I- 0 = 0,54 B.

5. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Все простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы, поскольку их свойства существенно различаются. Граница между металлами и неметаллами размыта, между ними находятся полуметаллы вещества, обладающие свойствами как металлов, так и неметаллов.

Большинство элементов периодической системы Д.И. Менделеева являются металлами. Имеются s-, p-, d- и f-металлы. К неметаллам относятся р-элементы и два s-элемента. Неметаллы располагаются в VIII группе (благородные газы), VII группе (галогены), VI группе (кислород и халькогены), V группе (азот, фосфор, мышьяк), IV группе (углерод, кремний, германий), III группе (бор) и I группе (водород). Физические и химические свойства металлов и неметаллов определяются их положением в периодической системе Д.И.Менделеева.

РАБОТА ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Все металлы - восстановители. К наиболее сильным из них относятся щелочные и щелочноземельные металлы, бериллий, магний, алюминий, лантаноиды и d-металлы III и IV групп. Будучи восстановителями, металлы могут взаимодействовать с окислителями.

Все металлы окисляются фтором и могут окисляться бромом и кислородом в кислой среде. В нейтральной среде кислород не может окислять золото, платиновые металлы, ртуть, серебро.

Ионы водорода в кислой среде могут окислять многие металлы, кроме платиновых, ртути, золота, серебра, меди, рения, сурьмы и висмута.

Однако взаимодействие многих металлов с окислителями тормозится образованием оксидных пленок на поверхности металлов. Большой склонностью к пассивации обладают бериллий, железо, алюминий, d-металлы IV – VI групп.

Характер взаимодействия металлов с кислотами определяется положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов металлов и природой и концентрацией кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, взаимодействуют с кислотами, не являющимися окислителями, (водные растворы галогеноводородов, H3PO4, CH3COOH, разб. H2SO4) с выделением водорода, стоящие правее - не реагируют с такими кислотами. В случае кислот-окислителей (HNO3, HMnO4, H2Cr2O7, конц.H2SO4) металл в конечном счете восстанавливает не ион водорода, а оксоанион кислоты, при этом, чем активнее металл, тем глубже идет процесс восстановления.

Так как металлы и их катионы имеют вакантные молекулярные орбитали, то большинство из них являются комплексообразователями. Наиболее выражена способность к комплексообразованию у ионов переходных металлов, особенно dэлементов VIII, I и II групп.

s-Металлы. Атомы s-металлов имеют на внешнем электронном уровне один или два электрона. Это обусловливает характерные для них степени окисления +или +2. Значительная величина радиуса атомов, низкие значения энергии ионизации характеризуют s-металлы как сильные восстановители. Все s-металлы, кроме бериллия и магния, бурно реагируют с водой с выделением водорода.

Вследствие своей активности щелочные и щелочноземельные металлы легко окисляются на воздухе, поэтому их сохраняют в запаянном состоянии, в керосине или под слоем вазелина или парафина. Все s-металлы образуют оксиды, при растворении которых в воде образуются щелочи. Оксид магния и его гидроксид плохо растворимы в воде. Оксид и гидроксид бериллия амфотерны.

Литий существенно отличается от остальных щелочных металлов. По ряду свойств он ближе к магнию, чем к щелочным металлам. Так, при взаимодействии с кислородом он образует оксид Li2O, в то время как остальные металлы - пероксиды состава Ме2О2 и МеО2. Гидроксид лития менее растворим, менее термически устойчив и уступает по силе гидроксидам других щелочных металлов.

При взаимодействии s-металлов с галогенами образуются хорошо растворимые в воде галогениды. Также хорошо растворимы в воде нитраты этих металлов. Растворимость карбонатов, сульфатов элементов II группы значительно меньше, чем у элементов I группы.

p-Металлы. Атомы р-металлов на внешнем электронном уровне имеют от одного до трех р-электронов. Наиболее практически важным из них является алюминий.

Алюминий относится к числу химически активных металлов, однако прочная оксидная пленка на поверхности предохраняет его от окисления кислородом воздуха. Алюминий - амфотерный металл, способный растворяться в кислотах и щелочах:





2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2, 2Al + 2OH- + 6 H2O = 2[Al(OH)4] - + 3H2.

Оксид алюминия Al2O3 в воде нерастворим, имеет амфотерный характер:

Al2O3 + 2OH- + 3H2O = 2[Al(OH)4] -, Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O.

Нерастворимый в воде гидроксид алюминия Al(OH)3 получают осаждением щелочами из растворимых солей. При температурах около 1000С он легко теряет воду, переходя в оксид:

-H O -H2O Al(OH)3 AlOOH Al2O3.

Вследствие амфотерности Al(OH)3 растворяется в щелочах и в кислотах с образованием соответствующих гидроксо- или аквакомплексов:

[Al(Н2О)3(OH)3] +3OH- = [Al(OH)6]3- + 3H2O, [Al(Н2О)3(OH)3] +3H3O+ = [Al(H2O)6]3+ + 3H2O.

d-Металлы. Атомы большинства d-элементов имеют на внешнем слое по два s-электрона и на предвнешнем слое – от одного до десяти электронов.

Исключение сосотавляют атомы I группы, некоторые атомы VI группы и VIII группы, у которых имеется лишь по одному s-электрону вследствие «провала» одного s-электрона на d-подуровень. К важной особенности d-элементов относится образование ковалентной связи между соседними атомами за счет dэлектронов, что существенно влияет на свойства этих металлов.

Все d-элементы являются восстановителями. Наиболее сильные из них – элементы III группы, а также цинк и кадмий (II группа). Однако у большинства dэлементов образуются защитные оксидные пленки, вызывающие их пассивацию и предохраняющие металлы от коррозии. Наиболее склонны к пассивации металлы IV – VI групп.

Общим свойством соединений почти всех d-элементов является переменная степень окисления и характерная в связи с этим способность вступать в окислительно-восстановительные реакции. Так как атомы d-элементов и их ионы имеют большое число вакантных орбиталей внешнего и предвнешнего слоев и относительно небольшой радиус, то для них характерна склонность к комплексообразованию.

ОПЫТ 1. Взаимодействие металлов с водой Опыт проводить под тягой! а) в кристаллизатор с водой опустите небольшой кусочек натрия, высушенный фильтровальной бумагой, и при полуопущенном окне тяги наблюдайте происходящую реакцию. Испытайте полученный раствор фенолфталеином. Проделайте такой же опыт с калием. Напишите уравнения реакций взаимодействия натрия и калия с водой. Сделайте вывод о химической активности щелочных металлов. От чего она зависит б) в пробирку с водой (~3 мл) внесите немного порошка магния или кусочек магниевой ленты, очищенный от оксидов. Нагрейте пробирку. Что происходит Прибавьте к полученному раствору фенолфталеин, объясните изменение окраски.

Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с водой.

в) поместите в пробирку немного опилок алюминия и взболтайте с 3 - 4 мл воды. Протекает ли реакция Для обезжиривания поверхности и удаления защитного оксидного слоя прокипятите опилки, добавив в пробирку 2 мл разбавленной щелочи. После этого несколько раз промойте опилки дистиллированной водой для удаления щелочи и оставьте их постоять с водой.

Наблюдайте выделение пузырьков газа (водорода). Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ 2. Взаимодействие металлов с кислотами Опыт проводить под тягой! а) в четыре пробирки поместить по кусочку магниевой ленты и добавить в каждую пробирку по 2 - 3 мл 2н. растворов HCl, HNO3, H2SO4 и CH3COOH.

Написать уравнения соответствующих реакций.

б) в три пробирки налить разбавленные растворы HCl, HNO3, H2SO4.

Опустить в каждую пробирку немного стружек алюминия. В каком случае реакция идет более интенсивно В какой кислоте алюминий не растворяется Добавить стружки алюминия в пробирку с небольшим количеством концентрированной HNO3. Почему не наблюдается растворение Нагреть раствор и наблюдать сначала медленное, а затем бурное протекание реакции.

Написать уравнения реакций.

в) к небольшому количеству медных стружек прилить в отдельных пробирках разбавленные и концентрированные растворы кислот: HCl, HNO3 и H2SO4. Наблюдать происходящие явления. Те пробирки, в которых реакция на холоде не идет, нагреть. Со всеми ли кислотами реагирует медь Написать уравнения реакций.

ОПЫТ 3. Взаимодействие металлов со щелочами Налить в две пробирки по 2 - 3 мл раствора гидроксида натрия и внести в одну из них немного алюминиевых стружек, в другую - цинковых стружек.

Немного нагреть пробирки. Наблюдать выделение газа. Написать уравнения протекающих реакций.

ОПЫТ 4. Получение и свойства оксидов металлов Опыт групповой, проводить под тягой! а) взять пинцетом 2 - 3 см магниевой ленты и поджечь ее в пламени горелки, держа над фарфоровой чашкой. К полученному оксиду добавить воду и несколько капель фенолфталеина. Что наблюдается Написать уравнения реакций горения магния на воздухе и взаимодействия образующегося оксида с водой.

б) в фарфоровую чашку поместить 1 - 2 г кристаллического дихромата аммония и нагреть пламенем газовой горелки. Когда начнется реакция разложения, нагревание прекратить. На полученный порошок зеленого цвета оксида хрома (+3) подействовать водой, кислотами, щелочью. Растворяется ли оксид хрома ОПЫТ 5. Получение и свойства гидроксидов металлов а) смешать в трех пробирках по 1 мл растворов хлорида магния (0,5н.) и гидроксида натрия (2н.). Отметить цвет образующегося гидроксида магния. К полученным осадкам добавить: в первую пробирку - раствор HCl, во вторую - раствор хлорида аммония, в третью - раствор NaOH. Во всех ли случаях растворяется осадок Объяснить результаты опыта, написать уравнения реакций.

Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 6 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.