Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Июля 2013 в 17:42, лабораторная работа
В данной работе изложены лабораторные работы и различные материалы по предмету неорганической химии.
Лабораторная работа №1. Текстовый редактор Word для Windows 9x.
Лабораторная работа №25. ЦИНК. КАДМИЙ.
Лабораторная работа№ 21. МАРГАНЕЦ.
Лабораторная работа №22. ХРОМ.
Работа №27. Олово
Лабораторная работа по химии №9. "Определение рН растворов"
Опыт №1. Окраска кислотно-щелочных индикаторов в кислой и щелочной среде.
Опыт №4. Определение рН раствора уксусной кислоты на рН-метре.
Опыт 5. Определение рН раствора гидроксида натрия на рН-метре
Опыт №1.Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.
Лабораторная работа по общей и неорганической химии №8. “Химическое равновесие и его смещение”
Опыт№1.Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия
Лабораторная работа по общей и неорганической химии №5. Комплексные соединения. Получение и свойства.
Лабораторная работа №4
Теоретическая часть
Химические реакции, в
результате которых происходит изменение
степеней окисления атомов химических
элементов или ионов, образующих
реагирующие вещества, называют окислительно-
Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.
Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления – повышается.
Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Восстановители |
Окислители |
|
1.Галогены.
2.Оˉ²
3.Соединения, содержащие атомы в самых низких степенях окисления: KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, HNO3, H2SO4 (конц)
|
Приведем примеры важнейших восстановителей и окислителей.
Степенью окисления называют тот заряд, который имеет атом в ионном соединении или имел бы в ковалентном соединении, если бы общая электронная пара (область перекрывания атомных орбиталей) была бы полностью смещена к более электроотрицательному элементу.
Степень окисления имеет не только цифровое выражение, но и соответствующий знак заряда – «+» или «-». Например, в H2SO4 степень окисления водорода +1, кислорода-2, серы+6.
Химический эквивалент элемента или сложного вещества используется в стехиометрических расчетах обменных реакциях, а в соответствующих расчетах окислительно-восстановительных реакциях применяют уже окислительный и восстановительный эквивалент.
Окислительный эквивалент определяют как частное от деления молекулярной массы окислителя на число электронов, которое он принимает в данной окислительно-восстановительной реакции.
Восстановительный эквивалент равен молекулярной массе восстановителя, поделенной на число электронов, которое он отдает в данной ОВР.
Если раствор, содержащий равные единицы активности окислителя и восстановителя, опустить платиновую пластинку и сочетать такой заряд с водородным, то может быть определить нормальный окислительно-восстановительный потенциал (Ео) данной системы. Потенциал этот характеризует относительную – по сравнению с водородом в стандартных условиях – тенденцию данного окислителя к присоединению электронов или восстановителя к их отдаче. При положительном знаке потенциала система имеет преимущественно окислительный, при отрицательном – преимущественно восстановительный характер. Например, нормальные потенциалы систем F2 + 2e = 2Fˉ и Н2 + 2е = 2Нˉ равны соответственно +2,87 и –2,25 в. Следовательно, у молекулы F2 сильно выражена окислительная тенденция, а у иона Нˉ- восстановительная.
Электродвижущая сила (ЭДС) ОВР – разность между потенциалом окислителя и восстановителя.
ЭДС = φок – φвосст >0
Чтобы определить, как пойдет окислительно-
Предположим, что сернистая кислота – восстановитель, а йод – окислитель.
I2 + 2e = 2I ˉ
H2SO3 + H2O –2e = SO4²‾ +4H* φSO4²‾/H2SO3= +0.2 B
ЭДС = 0,53-0,2=0,33 В используя метод полуреакций
H2SO3 + I2 + H2O = 2HI + H2SO4
Ионно–электронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления ионов (молекул) окислителя и окисления ионов (молекул) – восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение. Для этого необходимо составить ионную схему реакции. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются.
Типы окислительно-
О направлении окислительно-
Окислительно-
Сущность возникновения
Для реакции, протекающей в стандартных условиях, связь энергии Гиббса и электродного потенциала выражается уравнением -ΔG˚ = nFφ˚
Величину φ˚ называют
стандартным электродным (окислительно-
По значениям окислительно-
MnO4ˉ + 5Fe²* + 8H* = Mn²* + 5Fe³* + 4H2O
потенциалы частных реакций имеют следующие значения:
Окислительная Восстановительная Стандартный
форма форма потенциал
MnO4ˉ + 8H* + 5eˉ = Mn²* + 4H2O 1.51 B
Fe³* + eˉ = Fe²*
Как видим, стандартный электродный потенциал
для первой системы выше, чем для второй.
Следовательно, при контакте первая система
выступит в качестве окислителя, вторая
– в качестве восстановителя. Иными словами,
первая реакция протекает слева направо,
вторая – справа налево, то есть Fe²* окисляются
до ионов Fe³*, а ионы MnO4ˉ восстанавливаются
до ионов Mn²*.
Информация о работе Лабораторные работы по "Неорганической химии"