Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Лабораторная работа




Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 3 н. раствор хлороводородной кислоты; 3) 2 н. раствор гидроксида натрия; 4) 0,5 н. раствор хлорида железа(III) FeCl3; 5) кристаллическая соль Мора (NH4)2Fe(SO4)2×6H2O; 6) 0,5 н. раствор гексацианоферрата(II) калия (желтой кровяной соли) K4[Fe(CN)6; 7) 0,05 н. раствор гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]; 8) 2 н. раствор сульфата меди(II) CuSO4; 9) 10% раствор аммиака; 10) сероводородная вода H2S; 11) штатив для пробирок; 12) 5 пробирок.

 

Опыт 1. Качественная реакция на ион Fe3+.Внесите в пробирку две-три капли раствора хлорида железа(III), подкислите каплей раствора, хлороводородной кислоты, затем прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe3+. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии.

Сравните биологическую роль и применение в ветеринарной практике комплексных соединений Fe3+ и Co3+.

 

Опыт 2. Качественная реакция на ион Fe2+.Приготовьте раствор соли Мора. Для этого прилейте в пробирку 3-4 мл дистиллированной воды, затем всыпьте в пробирку несколько кристаллов соли Мора. Встряхните содержимое пробирки. К полученному раствору соли Мора прилейте две-три капли раствора гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6]. Запишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о качественном реактиве на Fe2+. Приведите примеры применения проведенных реакций в ветеринарии.

Особенности соединения Fe2+ в гемоглобине: координационное число, наличие полидентатного лиганда.

 

Опыт 3. Получение и свойства сульфата тетрааммин меди(II) [Cu(NH3)4]SO4.Прилейте в пробирку две - три капли раствора сульфата меди(II), добавьте одну - две капли водного раствора аммиака. Опишите наблюдаемые явления. Отметьте цвет образовавшегося осадка основной соли (CuOH)2SO4. Напишите уравнение протекающей реакции в молекулярном и ионном виде. Продолжайте приливать к полученному осадку по каплям водный раствор аммиака. Что происходит с осадком? Каким становится цвет раствора? Объясните происходящие явления. Напишите уравнение протекающей реакции образования комплексного соединения в молекулярном и ионном виде. Прилейте к полученному раствору три-четыре капли сероводородной воды. Опишите наблюдаемые явления, отметьте цвет образовавшегося осадка. Объясните причину выпадения осадка, зная, что для сульфида меди(II) ПР = 8,5×10-45, а для сульфата тетрааммин меди(II) Кнест. = 9,3×10-13. Напишите уравнение разрушения комплексного соединения в молекулярном и ионном виде.

Биологическая роль меди. Природа голубизны крови цефалоподов (крабы, устрицы).

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 84-89, 106-107, 141, 155, 163, 182-183, 238, 246, 249-252, 254-255.

 


Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции

Содержание темы

1. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях.

2. Степень окисления, ее определение.

3. Процессы окисления и процессы восстановления.

4. Важнейшие окислители и восстановители.

5. Типы окислительно-восстановительных реакций:

а) межмолекулярные реакции;

б) реакции внутримолекулярного окисления и восстановления;

в) реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования степеней окисления).

6. Направление окислительно-восстановительных реакций. Уравнение Нернста.

7. Окислительно-восстановительные реакции в ветеринарии.

8. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

8.1. Ионно - электронный метод (метод полуреакций) применяется для расстановки коэффициентов в тех окислительно- восстановительных реакциях, которые протекают в растворах электролитов. Преимуществом метода является возможность показать процессы окисления и восстановления, происходящие с реально существующими ионами.

Методику расстановки коэффициентов можно рассмотреть с учетом среды раствора на следующих примерах:

8.1.1. Взаимодействие в кислой среде.

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + K2 SO4 + I2+ H2O

Дихромат калия K2Cr2O7 является окислителем, так как содержит хром в высшей степени окисления +6; иодид калия - восстановитель, содержащий иод в низшей степени окисления -1.

Данное уравнение необходимо записать сначала в полном ионно-молекулярном виде в соответствии с правилами записи ионных уравнений, затем исключить ионы, не изменившиеся в результате реакции и переписать сокращенную ионную схему:

Cr2O72- + I- + Н+ ® 2Cr3+ + I2+ Н2О.

Составляем полуреакции для иона-окислителя и иона- восстановителя, начиная уравнивать числа атомов хрома и иода слева и справа:

Cr2O72- ® 2Cr3+

2 I- ® I2.

Реакция протекает в кислой среде, поэтому в первую полуреакцию со стороны недостатка кислорода следует добавить число молекул воды, необходимое для компенсации недостатка кислорода. В данном примере, чтобы уравнять количество атомов кислорода, необходимо добавить 7 молекул воды в правую часть первой полурекции. В противоположную сторону полуреакции следует добавить число катионов водорода, необходимое для баланса по водороду (в данном случае - в левую часть 14 ионов Н+). Далее необходимо сбалансировать заряды с помощью электронов:

Cr2O72- + 14 Н+ + 6e- ® 2Cr3+ + 7Н2О

2 I- - 2 e- ® I2.

Суммарное уравнение получим, подбирая множители для каждой полуреакции (по наименьшему общему кратному электронов), чтобы число принятых электронов было равно числу отданных электронов. Суммируем обе полуреакции с учетом найденных коэффициентов, при этом отдельно - левые и правые части полуреакций:

Cr2O72- + 14 Н+ + 6e- ® 2Cr3+ + 7Н2О
2 I- - 2 e- ® I2
Cr2O72- + 14 Н+ + 6 I- ® 2Cr3+ + 7Н2О+ 3 I2  

Переносим полученные коэффициенты в исходное молекулярное уравнение. Количество ионов, не участвующих в реакции (в нашем случае - ионы калия и сульфат-ионы) досчитываем дополнительно.

К2Cr2O7+6 KI + 7 Н2 SO4 = Cr2(SO4)3+3 I2+4 K2SO4+ 7 H2O

Правильность подбора коэффициентов проверяем по кислороду.

8.1.2. Взаимодействие в щелочной среде.

KNO3 + Al + KOH ®NH3 + KAlO2,

Окислителем является KNO3, содержащий азот в высшей степени окисления +5. Восстановитель (Al) имеет степень окисления 0. Ионная схема:

K+ + NO3- + Al + K+ + ОН- ® NH3 + K+ + AlO2-

Полуреакции для окислителя и восстановителя:

NO3- ® NH3,

Al ® AlO2-.

Реакция протекает в щелочной среде, поэтому для компенсации атомов кислорода в полуреакциях добавляем молекулы воды со стороны избытка кислорода в количестве, равном сумме этого избытка и недостатка атомов водорода, а в противоположную сторону полуреакции дописываем гидроксид-ионы: 6H2O - в левую и 9 ОН- - в правую часть в полуреакции восстановления нитрат-иона до аммиака; 2 H2O - в правую и 4 ОН- - в левую часть полуреакции окисления алюминия до алюминат-иона. Таким образом, получим:

NO3- + 6H2O ® NH3 + 9 ОН-,

Al + 4 ОН- ® AlO2- + 2H2O.

Считаем заряды. В левой части полуреакции окислителя суммарный заряд (1-), а в правой (9-), поэтому для компенсации зарядов к левой части добавляем 8 электронов и получаем полуреакцию для окислителя. В левой части полуреакции окисления суммарный заряд (4-), а в правой (1-), поэтому для компенсации зарядов отлевой части убираем 3 электрона и получаем полуреакцию окисления:

NO3- + 6H2O + 8e-® NH3 + 9 ОН-,

Al + 4 ОН- - 3e-® AlO2- + 2H2O.

Подбираем множители к каждой полуреакции так, чтобы число отданных электронов, было равно числу принятых. Левые и правые части полуреакций суммируем с учетом найденных коэффициентов:

NO3- + 6H2O + 8e-® NH3 + 9 ОН-
Al + 4 ОН- - 3e-® AlO2- + 2H2O
3NO3- +18H2O+8Al +32ОН-®3NH3+27ОН- +8AlO2- +16H2O  

Подчеркиваем одинаковые частицы и производим их алгебраическое сложение. Получаем реакцию в ионном виде:

8Al + 3NO3- + 2H2O + 5 ОН- ® 8AlO2- + 3NH3.

Как видим, в левую часть пришлось дописать недостающее вещество - 2 молекулы воды. Молекулярное уравнение содержит ионы натрия, не изменившиеся в результате реакции:

8Al + 3KNO3 + 2H2O + 5 KOH ® 8KAlO2 + 3NH3.

Правильность подбора коэффициентов проверим по всем элементам.

8.2. Метод электронного баланса применяется при расстановке коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в газообразной среде или при участии других неэлектролитов. В этом случае невозможно записать уравнение в ионном виде, поэтому исключается возможность воспользоваться методом полуреакций. Недостатком метода электронного баланса является формальный подход: мы имеем дело не с реально реагирующими ионами или молекулами, а с атомами, несущими условный заряд (степень окисления). Преимуществом этого метода является быстрота расстановки коэффициентов

-33+1 + O20 ® N20 + +1Н2O-2

Определяем, какие элементы изменили степень окисления. В нашем случае - это азот и кислород. Составляем для них уравнения электронного баланса:

2N-3 - 6e- ® N20 2 окисление
O20 +4e- ® 2O-2 3 восстановление
4N-3 + 3O20 ® 2N20 + 6O-2  

Переносим найденные коэффициенты в молекулярное уравнение:

4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O.

Правильность подбора коэффициентов проверяется по всем элементам.

 

Домашнее задание

1. Методом полуреакций расставить коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях:

а) K2Cr2O7 +Na2SO3 +H2SO4 ®Cr2(SO4)3+Na2SO4 +K2SO4+H2O

б) NaCrO2 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaCl + H2O

в) H2SO4 (конц.) + HBr ® Br2+ SO2 + H2O

г) H2SO4 (конц.) + HI ® I2+ H2S + H2O

Указать окислитель и восстановитель в этих реакциях.

2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:

а) KClO3 ® KCl + KClO4

б) H2S + SO2 ® S+ H2O

в) NH3 + O2 ® NO+ H2O

 

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 90-96, 98-99, 109, 113, 117, 129, 132, 146-149, 207, 221-225, 248, 260-261.

 


Тема 12. Галогены

Содержание темы

1. Общая характеристика главной подгруппы VII группы элементов.

2. Степени окисления галогенов.

3. Получение, физические и химические свойства.

4. Водородные соединения галогенов.

5. Кислородные соединения.

6. Особенности применения галогенов в ветеринарии.

 

Домашнее задание

1. Как изменяются окислительные и восстановительные свойства от фтора к иоду?

2. Чем объясняется изменение силы кислот и восстановительной способности их в ряду: HF, HCl, HBr, HI?

3. Как объяснить изменение степени диссоциации и окислительных свойств кислот в ряду: НClO, НClO2, НClO3, НClO4?

4. Что такое хлорная вода?

5. Почему хлор и хлорная известь являются окислителями?

6. Какие соединения хлора и иода используют в ветеринарии?

7. Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) Cl2 + H2O (холодн.) ®

б) НClO ®

в) Cl2 + H2O (горяч.) ®

г) Cl2 + KOH (холодн.) ®

д) Cl2 + Ca(OH)2 (холодн.) ®

e) Cl2 + I2 + H2O ® (метод полуреакций)

ж) H2SO4 (конц.) + NaBr ® (метод полуреакций)

з) H2SO4(конц.) + NaI ®(метод полуреакций)

и) Ni(OH)3 + HCl ® (метод полуреакций)

 




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2018 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных