Лабораторная работа. Реактивы и оборудование: 1) дистиллированная вода; 2) 3 н

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) К_нест. = 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:

Cr₂O₇^2- + I^- + Н⁺ ® 2Cr³⁺ + I₂+ Н₂О.

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

Cr₂O₇^2- ® 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:

Cr₂O₇^2- + 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:

Cr2O7^2- + 14 Н^+ + 6e^- ® 2Cr^3+ + 7Н2О
2 I^- - 2 e^- ® I2
Cr2O7^2- + 14 Н^+ + 6 I^- ® 2Cr^3+ + 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

^-3NН₃⁺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^- ® N2^0	2 окисление
O2^0 +4e^- ® 2O^-2	3 восстановление
4N^-3 + 3O2^0 ® 2N2^0 + 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) H₂SO_{4 (конц.)} + HBr ® Br₂+ SO₂ + H₂O

г) H₂SO_{4 (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) H₂SO_{4 (конц.)} + NaBr ® (метод полуреакций)

з) H₂SO_4(конц.) + NaI ®(метод полуреакций)

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

Дата добавления: 2015-08-31