Общая и неорганическая химия (стр. 12 )

При оформлении результатов 1 и 2 опытов укажите:

- состав ядра коллоидной частицы полученного золя

- состав коллоидной частицы

-  состав мицеллы.

16.3.3 Опыт 3. Получение золя желатина из твердого коллоида.

Поместите в пробирку кусочек твердого желатина и прилейте к нему примерно 10 мл воды. Через 10-15 минут нагрейте пробирку на водяной бане для ускорения процесса образования коллоидного раствора. Оставьте пробирку с золем желатина в штативе на 20-30 минут и наблюдайте образование геля (студня). Составьте схему процессов.

16.3.4 Опыт 4. Получение геля кремниевой кислоты.

Налейте в пробирку примерно 5 мл концентрированного раствора силиката натрия и 3 мл 20% (по массе) раствора соляной кислоты. Наблюдайте постепенное застудневание золя кремниевой кислоты (получение геля).

Составьте уравнение реакции.

16.3.5 Опыт 5. Коагуляция золя действием электролита.

В пробирку с коллоидным раствором, полученным в опыте 1, добавьте несколько капель концентрированного раствора сульфата алюминия. Через3-5 минут наблюдайте укрупнение частиц и образование осадка. При оформлении результатов опыта укажите:

- состав частицы дисперсной фазы коллоидной системы ( до введения Al2(SO4)3 ; после введения Al2(SO4)3 )

- состав образовавшегося осадка.

16.4 Контрольные вопросы

1 Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами?

2 Какова дисперсность коллоидных растворов?

3 Каков состав коллоидной частицы?

4 Какова формула мицеллы золя гидроксида железа (III) ?

5 Какие известны методы получения коллоидных растворов?

6 Опишите механизм коагуляции и седиментации коллоидных растворов.

17 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Лабораторная работа № 14

17.1 Цель лабораторной работы

Ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

17.2 Теоретическая часть

Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называются окислительно-восстановительными (О-В). Число электронов, смещенных от атома (иона) данного элемента (при положительной окисленности) или к атому (иону) данного элемента (при отрицательной окисленности), называется степенью окисления (степенью окисленности, окислительным числом). Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона), и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).

Процесс отдачи электронов, т. е. повышение степени окисления, называется окислением, а вещества, отдающие электроны, восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (Cl-, S2-, SO32- и другие), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe2+, Sn2+ и др.) и др.

Процесс присоединения электронов, т. е. понижение степени окисления, называется восстановлением, а вещества, принимающие электроны – окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью окисления ( и др.), высшие оксиды, а также пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называются межмолеклярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными.

При составлении уравнений О-В реакций помимо общего положения о том, что число атомов, вступающих в реакцию, должно быть равно числу атомов, входящих в состав продуктов реакции, надо учитывать и то, что число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых окислителем. Для составления уравнения О-В реакций применяют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса.

При составлении уравнений О-В реакций этим методом обычно придерживаются следующего порядка.

Составляют схему реакции и подсчитывают степени окисления всех атомов:

Отмечают атомы элементов, которые изменяют свою степень окисления и указывают окислитель и восстановитель.

Mn+7 →Mn+2 , Mn+7 ------ окислитель

I-1 → I20 , I-1 ------ восстановитель.

Записывают отдельно процессы окисления и восстановления, при этом определяют число присоединенных окислителем и потерянных восстановителем электронов:

Mn+7 ------ окислитель, Mn+7 + 5 е → Mn+2 (процесс восстановления)

I-1 ------ восстановитель, 2 I-1 –2е → I20 (процесс окисления)

Определяют коэффициенты для окислителя, исходя из того, что число отданных электронов равно числу присоединенных электронов.

2 │Mn+7 + 5e → Mn+2

5 │2 I-1 –2е → I20, т. е.

2 KMnO4 + 10 KI + H2SO4 → 2 MnSO4 + 5I2 + K2SO4 + H2O

Коэффициенты перед другими молекулами и атомами уравнения удобнее расставлять в следующем порядке (не меняя коэффициенты перед окислителем и восстановителем): уравнять металлы, кислотные остатки, уравнять водород.

2 KMnO4 + 10 KI + 8H2SO4 → 2 MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

Проверяют правильность подобранных коэффициентов по кислороду, сумма атомов кислорода левой и правой частей в уравнении должна быть одинакова (в нашем примере 40 атомов кислорода слева и справа).

17.3 Экспериментальная часть

17.3.1 Опыт 1. Восстановительные свойства металлов.

В три пробирки налейте по 2 мл 0,1 М раствора. В одну пробирку внесите цинк, в другую – железо, в третью – медь. Запишите наблюдения, составьте уравнения реакции, объясните результаты опыта.

17.3.2 Опыт 2. Окислительные свойства неметаллов.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора иодида калия и прибавьте такой же объем хлорной воды. Наблюдайте появление желтой окраски. К полученному раствору прибавьте 1-2 капли свежеприготовленного раствора крахмала и убедитесь, что в растворе появился иод. Составьте уравнение О-В реакции, подбирая коэффициенты методом электронного баланса.

2 KI + Cl2 → 2 KCl + I2

I2 + Cl2 + H2O → HIO3 + HCl

17.3.3 Опыт 3. Восстановительные свойства сернистой кислоты.

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7), прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты и затем 1-2 мл раствора сернистой кислоты (или смесь сульфита натрия с раствором серной кислоты). Наблюдайте переход оранжевого цвета дихромата калия в зеленый цвет сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3. Составьте уравнение реакции, методом электронного баланса, принимая во внимание, что, серная кислота в процессе реакции расходуется на образование солей K2SO4 и Cr2(SO4)3.

17.3.4 Опыт 4. Окисление соли железа (II) перманганатом калия.

Налейте в пробирку 1-2 мл перманганата калия KMnO4, прилейте 1 мл разбавленной серной кислоты и 1 мл свежеприготовленного сульфата железа (II) FeSO4. Наблюдайте исчезновение окраски перманганата.

Образование иона Fe3+ проверьте по качественной реакции на ионы железа, добавив в раствор несколько капель комплексной соли K4[Fe(CN)6].

2 Fe2(SO4)3 + 3 K4[Fe(CN)6] = ↓ Fe4[Fe(CN)6] + 6 K2SO4

Приготовление свежего раствора сульфата железа (II): в пробирку с 1-2 мл дистиллированной воды внесите несколько кристалликов соли FeSO4.

17.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Дайте определение О-В реакции.

2 Правила определения степени окисления атомов (окислительных чисел).

3 Типы О-В реакций.

4 Что называется окислителем, восстановителем?

5 Какие из приведенных реакций являются О-В:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

ZnO + H2 = Zn + H2O

6 Решить следующие О-В реакции методом электронного баланса:

C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O

H2O2 + KI → I2 + KOH

Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

PbO2 + MnSO4 + HNO3 → HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O

18 ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Лабораторная работа №15

18.1 Цель лабораторной работы

Изучение механизма действия гальванических элементов, изготовление гальванического элемента.

18.2 Теоретическая часть

В окислительно-восстановительных реакциях перераспределение электронов между атомами и ионами реагирующих веществ происходит при непосредственном контакте частиц окислителя и восстановителя. При этом энергия химической реакции превращается в тепловую и рассеивается в реакционном сосуде.

Аналогичные окислительно-восстановительные процессы протекают в устройствах, в которых окислитель и восстановитель непосредственного контакта не имеют, а переход электронов осуществляется с помощью металлического проводника (возникает электрический ток).

Приборы, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую, называются гальваническими элементами.

18.2.1 Электродный потенциал металла.

В кристаллической решётке металла существует подвижное равновесие между ионами металлаими и валентными электронами:

Ме Меп+ + ne - (18.1)

При погружении металла в воду ионы его поверхностного слоя под действием диполей воды переходят в водную среду в гидратированном состоянии:

Men++mH2O Men+ mH2O (18.2)

Такой переход ионов приводит к образованию двойного электрического слоя, состоящего из положительных ионов металла в растворе и свободных электронов в металле, и сопровождается возникновением скачка потенциала на границе металл-окружающая среда. Математически это состояние выражается суммарным уравнением:

Men++mH2O Men+mH2O + ne - (18.3)