Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное автономное образовательное учреждение высшего образования
Санкт-Петербургский политехнический университет Петра Великого
ОТЧЕТ
По лабораторной работе №6
“Окислительно-восстановительные реакции.”
Выполнил:
Студент группы 13231/3
____________Скрябин И.П.
Принял: _____________Марков В.А.
Цель.
Изучение Окислительно-восстановительных реакций.
Теоретическое обоснование.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов и состоят из двух сопряженных процессов – окисления и восстановления:
· Окисление связано с отдачей электронов и сопровождается повышением степени окисления элемента – восстановителя.
· Восстановление связано с присоединением электронов и понижением степени окисления элемента - окислителя.
Степень окисления элемента - это заряд его атома в соединении. В простых веществах степень окисления элемента принято считать равным нулю, но в составе соединений она принимает как постоянные так и переменные значения. Алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов в соединении имеет нулевое значение.
Необходимым условием составления уравнения ОВР является нахождение коэффициентов. Как правило, часто это сделать непросто, поэтому приходиться пользоваться определенными приемами. Так, для растворов применяют метод электронно-ионных схем (электронно-ионного баланса, полуреакций), в котором оперируют реально существующими в водных растворах частицами(ионы и молекулы).
Типичные окислители:
1. Простые неметаллы, например: F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3.
2. Сложные вещества, содержащие элементы в высоких (или высших) степенях окисления, например: KMnO4,HNO3.
Типичные восстановители:
1. Металлы, например: Na, K, Al, Zn, Fe.
2. Некоторые неметаллы: H2, C, P
3. Вещества, включающие элементы в низких (или низших) степенях окисления, допустим: NH3.
Для процессов окисления и восстановления есть такая величина, которая называется относительной окислительно-восстановительным потенциалом (E). количественным критерием прохождения окислительно-восстановительного процесса в прямом направлении является условие:
∆E=E1-E2 > 0, где E1-соответсвует восстанавливающейся системам, а E2-окисляющимся системам.
Описание эксперимента.
Опыт 1
1. В пробирку с 5 каплями хлорной воды добавили 4 капли раствора сульфида натрия и 2 капли разбавленной хлороводородной (соляной) кислоты.
2. Наблюдали помутнение раствора.
Опыт 2
1. В 2 пробирки налили 10 капель хромовой смеси (K2Cr2O7 + H2SO4)
2. Добавили 3 капли сульфита натрия в одну пробирку и 4 капли иодида калия в другую.
3. Наблюдали изменение окраски оранжевого раствора дихромата калия в зелёный цвет. Раствор с иодидом калия потемнел.
Опыт 3
1. В 3 пробирки налили по 4 капли раствора KMnO4.
2. В первую добавили две капли разбавленной серной кислоты(H2SO4).
3. Во вторую добавили 2 капли воды(H2O).
4. В третью добавили 2 капли раствора щелочи.
5. Во все пробирки внесли по одному микрошпателю кристаллического сульфита натрия.
В пробирке с H2SO4 выпал белый осадок и раствор стал бесцветный. В пробирке с водой раствор потемнел и приобрел коричневый цвет, также он стал густым. В пробирке раствора щелочи NaOH, раствор стал светло-коричневый и выпал бурый осадок.
Опыт 4
В пробирку с раствором сульфата меди добавили кусочек металлического цинка. В результате данной реакции раствор обесцветился.
Опыт 5
1. В первую пробирку с 4 каплями бромной воды добавили 3 капли концентрированного раствора аммиака. Наблюдали выделение газа, высветление раствора.
2. Во вторую пробирку добавили 3 кали сульфида натрия и 3 капли разбавленной азотной кислоты. Наблюдали выпадение голубоватого осадка.
Опыт 6
1. В одну пробирку добавили 6 капель бромной воды и добавляли в нее каплями раствор сульфита натрия до полного обесцвечивания брома. Наблюдали частичное обесцвечение раствора.
2. В другой пробирке смешали равные объемы (по 6 капель) растворов сульфида натрия и сернистой кислоты(SO2+H2O). Наблюдали выделение пахучего запаха.
Опыт 7
1. К 4 каплям раствора хлорида железа добавляли по каплям раствор иодида калия до появления характерной окраски йода.
2. В другую пробирку добавили 4 капли бромной воды, к которому приливали раствор хлорида олова до исчезновения окраски.
В 1 пробирке наблюдали потемнение окраса раствора, а во 2 пробирке с увеличением концентрации раствора хлорида олова, раствор становился светлее.
Экспериментальные результаты.
Экспериментальным путем мы выяснили, что в результате химических реакций:
В первых двух опытах наблюдается изменения окрасов растворов:
· В 1 опыте мы увидели помутнение раствора, а во 2 опыте наблюдали изменение окраски оранжевого раствора дихромата калия в зелёный цвет, а раствор с иодидом калия потемнел.
· В 3 опыте помимо изменений окрасов всех растворов, мы увидели выпадение осадка манганата калия KMnO4 в 3 пробирке.
· В 4 опыте мы заметили, что при взаимодействии сульфата меди с цинком медь оседает на поверхности цинка.
· В 5 опыте увидели, что при взаимодействии бромной воды с концентрированным раствором аммиака, выделяется газа и происходит высветление раствора.
· В опытах 6,7 происходило обесцвечивание растворов, а при взаимодействии сульфида натрия и сернистой кислотой происходит выделение газа.