Опыт 1. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных средах

Для создания нейтральной среды использована вода (H₂O).

Для создания кислой среды использован раствор серной кислоты (H₂SO₄).

Для создания щелочной среды использован раствор гидроксида натрия (NaOH).

В качестве восстановителя использован нитрит натрия (NaNO2).

НАБЛЮДЕНИЯ:

в кислой среде

При добавлении соли нитрита натрия раствор перманганата калия обесцветился, при этом выделялся бурый газ, растворившись, дал желтоватый цвет раствору.

в нейтральной среде

При добавлении соли нитрита натрия цвет раствора перманганата калия изменился на тёмно-бурый. Реакция проводилась при нагревании.

в щелочной среде

При добавлении соли нитрита натрия цвет раствора перманганата калия изменился на тёмно-циановый. Реакция проводилась при нагревании.

УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ:

в кислой среде

схема реакции(с указанием значений степеней окисления атомов) :

K⁺Mn⁺⁷O₄^2- + Na⁺N⁺³O₂^2- + H⁺₂S⁺⁶O₄^2- → Mn²⁺S⁺⁶O^2-₄ + N⁺⁴O^2-₂ + K⁺₂S⁺⁶O^2-₄ + Na⁺₂S⁺⁶O^2-₄ + H⁺₂O^2-

Электроно-ионные уравнения:

процесс окисления: NO₂^- -1ē = NO₂

процесс восстановления MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn⁺² + 4H₂O

схема электроно-ионного баланса:

NO₂^- -1ē = NO₂5

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē = Mn⁺² + 4H₂O 1

уравнение реакции:

2KMnO₄+10NaNO₂+8H₂SO₄ → 2MnSO₄ +10NO₂+K₂SO₄+5Na₂SO₄+8H₂O

в нейтральной среде

схема реакции(с указанием значений степеней окисления атомов): K⁺Mn⁺⁷O₄^2- + Na⁺N⁺³O₂^2- + H⁺₂O^2- → Mn⁴⁺O^2-₂ + K⁺O^2-H^- + Na⁺N⁺⁵O^2-₃

Электроно-ионные уравнения:

процесс окисления:NO₂^- +2OH^- - 2ē = NO₃^-+ H₂O

процесс восстановления:MnO₄^- + 2H₂O +3ē = MnO₂⁰ + 4OH^-

схема электроно-ионного баланса:

MnO₄^- + 2H₂O +3ē = MnO₂⁰ + 4OH^-2

NO₂^- +2OH^- - 2ē = NO₃^-+ H₂O 3

уравнение реакции: 2KMnO₄+3NaNO₂+H₂O → 2MnO₂ + 3NaNO₃+2KOH

в щелочной среде

схема реакции(с указанием величин значений окисления атомов):

K⁺Mn⁺⁷O₄^2- + Na⁺N⁺³O₂^2- + Na⁺O^2-H^- → K⁺Na⁺Mn⁶⁺O^2-₄ + H₂⁺O^2- + Na⁺N⁺⁵O^2-₃

Электроно-ионные уравнения:

процесс окисления:NO₂^- +2OH^- - 2ē = NO₃^-+ H₂O

процесс восстановления:MnO₄^- +ē = MnO₄^2-

схема электроно-ионного баланса:

NO₂^- +2OH^- - 2ē = NO₃^-+ H₂O 1

MnO₄^- +ē = MnO₄^2- 2

уравнение реакции:

2KMnO₄ + NaNO₂ + 2NaOH → 2KNaMnO₄ + H₂O + NaNO₃

В Ы В О Д

(о глубине восстановления и окислительной активности

перманганата калия в разных средах)

В данном опыте было изучено поведение восстановления перманганата калия в различных средах. Наглядно было обнаружено, что окислительная активность повышается от щелочной среды к кислой, также как и глубина восстановления. Этому свидетельствует факт, о том, что реакции в щелочной и нейтральных средах проводились при нагревании, в то время как в кислой среде реакция протекала самопроизвольно и довольно быстро. Изучив элекроно-ионный баланс реакций, можно подтвердить вышесказанные утверждения о глубине протекания реакции и окислительной активности.

Опыт 2. Изучение окислительно-восстановительной двойственностипероксида водорода H₂O₂

· Реакция с типичным окислителем перманганат калия (KMnO₄)

НАБЛЮДЕНИЯ:

Смешав растворы перманганата калия и серной кислоты для создания кислой среды, прилили раствор перекиси водорода. В результате раствор обесцветился.

Схема реакции (с указанием значений степеней окисления атомов):

K⁺Mn⁺⁷O^2-₄ + H⁺₂O^-1₂ + H⁺₂S⁺⁶O^2-₄→ Mn²⁺S⁺⁶O^2-₄ + O⁰₂ + K⁺₂S⁺⁶O^2-₄ + H⁺₂O^2-

Электронные уравнения:

процесс окисления: H2O2 - 2ē = O₂ + 2H⁺

процесс восстановления: MnO₄^- +8H⁺ + 5 ē = Mn²⁺+ 4H₂O

Схема электроно-ионного баланса:

H2O2 - 2ē = O₂ + 2H⁺ 5

MnO₄^- +8H⁺ + 5 ē = Mn²⁺+ 4H₂O 2

Уравнение реакции:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄→2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

· Реакция с типичным восстановителем

Йодид калия (KI)

НАБЛЮДЕНИЯ:

В пробирку наливаем йодид калия, добавляем крахмал, затем приливаем пероксид водорода. Раствор реакционной смеси окрасился в тёмно-синий цвет.

Схема реакции(с указанием значений степеней окисления атомов):

H₂⁺O^-1₂ + K⁺I^- + H⁺₂S⁺⁶O^2-₄→I⁰₂ + K⁺₂S⁺⁶O^2-₄ + H⁺₂O^2-

Электронные уравнения:

процесс окисления: 2I^- -2ē = I⁰₂

процесс восстановления: H2O2 + 2H⁺ +2ē = 2H₂O

Схема электронного баланса:

2I^- -2ē = I⁰₂ 1

H2O2 + 2H⁺ +2ē = 2H₂O 1

Уравнение реакции:

H₂O₂ + 2KI + H₂SO₄→ I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

В Ы В О Д

В данном эксперименте была изучена двойственность пероксида водорода на примере реакций с йодидом и перманганатом калия. Опыт показал что пероксид водорода может выступать как окислитель(реакция с йодидом калия), так и восстановитель (реакция с перманганатом калия).

Опыт 3. Разложение бихромата аммония

РЕАКЦИЯ:(NH₄)₂Cr₂O₇→Cr₂O₃ + N₂ + H₂O (T, ⁰С)

НАБЛЮДЕНИЯ:

Оранжевую соль бихромата аммония насыпают горкой в блюдце. Поджигают лучину и подносят к верхушке соли. Спустя некоторое время начинает бурное выпадение осадка оксида хрома (III) тёмно-зелёного цвета. Реакция идёт с выделением тепла и газа (N₂)

Схема реакции (с указанием значений степеней окисления атомов):

(N^-3H⁺₄)₂Cr⁺⁶₂O^2-₇ → Cr⁺³₂O^2-₃ + N⁰₂ + H⁺₂O^2-

Электроно-ионные уравнения:

процесс окисления:

N^-3-6 ē = N⁰₂

процесс восстановления:

Cr₂O₇^2-+ 8H⁺ + 6 ē = Cr₂O₃⁰+ 4H₂O

Схема электронного баланса:

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 6 ē = Cr₂O₃⁰+ 4H₂O 1

2N^-3-6 ē = N⁰₂ 1

Уравнение реакции:

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

В Ы В О Д

Реакция относится к внутримолекулярному типу, т.к. окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы. Реакция экзотермическая, то есть идёт с выделением тепла.

Работу выполнил:……………………………………………(подпись студента)

Работу принял…………………………………………..(подпись преподавателя)

Дата………………………………………………………………………………….

Лабораторная работа 4.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Цель работы: Экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в работающих гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обуславливающими электрохимическую коррозию металлов и сплавов.

Опыт 1. Электролиз водного растворайодида калия (KI)

НАБЛЮДЕНИЯ:

на катоде: Происходит выделение газа (H₂), при добавлении фенолфталеина, раствор приобрёл фиолетовый окрас.

на аноде: Происходит выделение йода, расвтор приобретает коричневый цвет (I₂). Выделение йода подтвердилось качественно добавлением крахмала, дав характерный синий цвет реакции.

Уравнение диссоциации соли:KI = K⁺ + I^-

Катион не участвует в катодном процессе,

т.к. электродный потенциал иона калия ниже -1,6В, поэтому в катодном процессе будет участвовать вода (стандартный электродный потенциал металла: -2.92 В).

Анионучаствуетв анодном процессе, т.к все галогенид-ионы, кроме фторид иона, в водном растворе участвуют в электродном процессе.

Электронные уравнения:

· анодный процесс: 2I^- - 2ē → I₂

· катодный процесс: 2H₂O +2ē→H₂ + 2OH^-

Продукты электролиза:

· на аноде: I₂(молекула йода)

· на катоде: H₂(молекула водорода)

В Ы В О Д

В данном эксперименте был изучен электролиз водного раствора йодида калия. Экспериментально обнаружено, что катионы, стандартный электродный потенциал которых меньше -1,6В, не участвуют в электролизе, но участвует вода с образованием щелочной среды и молекулярного водорода. На аноде выделился молекулярный йод, вода не участвует в анодном процессе, поскольку йодид анион не является кислородсодержащим.

Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 7189; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!