Практическая часть
При рассмотрении окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворе, необходимо определять среду и образующийся в результате реакции продукт окисления-восстановления. Для этого необходимо пользоваться таблицей «Окислительно-восстановительные переходы в водном растворе» (приложение №1).
В практической части мы рассмотрели окислительные свойства соединений хрома (VI) в различных средах (в связи с отсутствием соединений хрома в низших и промежуточных степенях окисления, мы не проводили реакции, раскрывающие восстановительные свойства соединений хрома). На примере соединений марганца мы рассмотрели влияние степени окисления на окислительно-восстановительные свойства, а также влияние среды на продукты реакции.
В приложении № 2 и № 3 приведены фотографии проведенных реакций в скриншотах нашей презентации.
Соединения хрома
Описание хода работы
|
Уравнения реакций
|
Наблюдения
|
Выводы
|
Химическое равновесие между хромат и дихромат-ионами
|
I пробирка:
К раствору хромата калия приливаем раствор серной кислоты.
II пробирка:
К раствору дихромата калия приливаем раствор щелочь.
|
I пробирка:
2К2CrO4 + H2SO4 → К2Cr2O7 +К2SO4 + H2O
2CrO42- + 2H+ → Cr2O72- + H2O
II пробирка:
Na2Cr2O7 +2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O
Cr2O72- +2OH- → 2CrO42- + H2O
Степень окисления хрома в этих реакциях не меняется – реакции не являются окислительно-восстановительными.
|
I пробирка:
Желтый раствор → оранжевый раствор
II пробирка:
Оранжевый раствор → желтый раствор
|
В кислых растворах существуют преимущественно дихроматы, а в щелочных – хроматы.
Значит хроматы устойчивы в щелочных средах, а дихроматы в кислотных средах.
|
Окислительные свойства соединений хрома (VI)
|
В четыре пробирки наливали по 1 мл раствора К2Cr2O7. Первые два раствора подкисляли разбавленной серной кислотой. К третьему раствору добавляли гидроксид калия, в четвертую пробирку добавляли воду.
В первую пробирку насыпали сульфит натрия (Na2SO3), во вторую – приливали раствор йодида калия (КI), в третью и четвертую присыпали нитрита натрия (NaNO2).
|
I пробирка:
Кислая среда
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 → 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O | 1
SO32- + H2O – 2e → SO42- + 2H+ |3
Cr2O72- + 8H+ + 3SO32- → 2Cr3+ + 4H2O + 3SO42-
II пробирка:
Кислая среда
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI → 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O | 1
2I- -2e → I2 |3
Cr2O72- + 14H+ + 6I- → 2Cr3+ + 3I2 +7H2O
III пробирка:
Щелочная среда
K2Cr2O7 + 4KOH + 3KNO2 + 4H2O → 2K3[Cr(OH)6] + 3KNO3
Cr2O72- + 7H2O + 6ē → 2[Cr(OH)6]3- + 2OH – │ 1
NO2- + 2OH- – 2ē → NO3- + 2H2O │ 3
Cr2O72- + 3NO2- + 4H2O → 2[Cr(OH)6]3- + 3NO3-
IV пробирка:
Нейтральная среда
K2Cr2O7 + 4H2O + 3NaNO2 → 2Cr(OH)3↓ + 3NaNO3 + 2KOH
Cr2O72- + 7H2O + 6e → 2Cr(OH)3↓ + 8OH – │ 1
NO2- + H2O – 2e → NO3- + 2H+ │ 3
Cr2O72- + 3NO2- + 4H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3NO3- + 2OH-
|
I пробирка:
Оранжевый раствор → зеленый раствор
II пробирка:
Оранжевый раствор → коричневый раствор.
III пробирка:
Оранжевый раствор → раствор изумрудно-зеленого цвета
IV пробирка:
Оранжевый раствор → выпадение зеленого осадка.
|
Дихромат-ионы в зависимости от характера среды образуют различные продукты. Дихромат-ионы – сильные окислители, так как в них хром проявляет высшую степень окисления.
|
Соединения марганца
Описание хода работы
|
Уравнения реакций
|
Наблюдения
|
Выводы
|
Окислительные свойства MnO2.
|
В пробирку наливали 2 мл HCl и внесили небольшое кол-во MnO2 . Содержимое пробирки нагревали в тяге и с помощью бумажки смоченной раствором KI, устанавливали характер выделяющегося газа.
|
MnO2 + 4HCl (к) → MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
MnO2 + 4H+ + 2e → Mn2+ + 2H2O | 1
2Cl- – 2e → Cl2 | 1
MnO2 + 2Cl- + 4H+→ Mn2+ + Cl2 + 2H2O
Реакция на бумажке:
2KI + Cl2 → 2KCl + I2
2K+ + 2I- + Cl2 → 2K+ + 2Cl- + I2↓
Cl2 + 2I- → I2 + 2Cl-
|
Наблюдаем выделение газа.
Реакция на бумажке:
При поднесении бумажки, смоченной раствором йодида калия бумажка приобретает коричневый цвет из-за выделяющегося йода
|
Диоксид марганца имеет промежуточную степень окисления и в кислотной среде проявляет окислительные свойства.
Активность галогенов по группе сверху вниз уменьшается и более активный галоген может вытеснить менее активный из его солей.
|
Восстановительные свойства MnO2
|
Смешивали в пробирке несколько кристаллов МnO2 с избытком твердых KNO3 и KOH, смесь осторожно нагревали до сплавления. Затем приливали воду.
|
MnO2 + KNO3 + 2KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O
NO3- + H2O + 2e → NO2- + 2OH- | 1
MnO2 + 4OH- - 2e → MnO42- + 2H2О | 1
NO3- + MnO2 + 2OH- → NO2- + MnO42- + H2O
|
Черная окраска → Зеленая окраска
|
Диоксид марганца имеет промежуточную степень окисления и в щелочной среде проявляет восстановительные свойства.
|
Диспропорционирование K2MnO4
|
В пробирке нагревали несколько кристаллов KMnO4 и с помощью тлеющей лучинки определяли характер выделившегося газа. После охлаждения, содержимое пробирки пересыпали в стакан и наливали воду.
|
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
MnO4- + 1e → MnO42- | 1
MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH- | 1
2H2O – 4e → O2 + 4H+ | 1
2MnO4- → MnO42- + MnO2 + O2
В пробирку прилили воду:
3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
MnO42- – 1e → MnO4- | 2
MnO42- + 2H2O + 2e → MnO2 + 4OH- | 1
3MnO42- + 2H2O → MnO4- + MnO2 +4OH-
|
Тлеющая лучинка вспыхивает ярко.
Самопроизвольный переход зеленой окраски в малиновую.
|
Так как в манганат-ионе марганец имеет промежуточную степень окисления, то он способен выступать в роле окислителя и восстановителя в нейтральном растворе.
|
Окислительные свойства перманганат - иона
|
К разбавленному раствору KMnO4 в 3-х отдельных пробирках приливали соотв. H2SO4(р.), H2O, NaOH(к.). В каждую пробирку присыпали Na2SO3.
|
I пробирка:
Кислая среда
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O | 2
SO32- + H2O – 2e → SO42- + 2H+ | 5
2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
II пробирка:
Нейтральная среда
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH
SO32- + H2O - 2e → SO42- + 2H+ | 3
MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH- | 2
3SO32-+ 2MnO4- + H2O → 3SO42- + 2MnO2 + 2OH-
III пробирка:
Щелочная среда
2KMnO4 + Na2SO3 + 2NaOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O + Na2MnO4
SO32- + 2OH- - 2e → SO42- + H2O │ 1
MnO4- + 1e→ MnO42- │ 2
SO32- + 2MnO4- + 2OH- → SO42- + 2MnO42- + H2O
|
I пробирка:
Фиолетовая окраска раствора → бесцветный раствор.
II пробирка:
Фиолетовая окраска → выпадение бурого осадка.
III пробирка:
Фиолетовая окраска → зеленая окраска
|
Таким образом в зависимости от характера среды с восстановителем перманганат-ион образует различные продукты реакции. Перманганат-ион – сильный окислитель.
|
К подкисленной H2SO4, раствору KMnO4, добавляли H2O2 и с помощью тлеющей лучинки определяли выделяющийся газ.
|
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 → 2MnSO4 + 5O2↑ + K2SO4 + 8H2O
H2O2 – 2e → O2 + 2H+ | 5
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O | 2
5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O
|
Тлеющая лучинка вспыхивает ярко.
|
Перманганат – ион сильный окислитель способный окислить перекись водорода до молекулярного кислорода.
|
Окислительные свойства перманганат-иона и восстановительные свойства двухвалентного марганца
|
К 1 мл раствора Mn(II) приливали 1 мл раствора KMnO4.
|
3MnCl2 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2↓+ 4HCl + 2KCl
Mn2+ + 2H2O – 2e → MnO2 + 4H+ |3
MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-|2
3Mn2+ + 2MnO4- + 2H2O → 5MnO2 + 4H+
|
Фиолетовая окраска → выпадение бурого осадка.
|
Перманганат – ион сильный окислитель, а соединения Mn (II) обладают восстановительными свойствами.
|
|
