Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №31/2004

УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

О.С.ЗАЙЦЕВ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30/2004

§ 8.1. Окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ
(окончание)

6. Окислительные свойства хромат- и дихромат-ионов.

Нарисуйте диаграмму распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням атома хрома. Предскажите ожидаемые по числу неспаренных электронов валентности хрома.

При проведении опытов помните об окраске растворов ионов.
Сr3+ – фиолетовая. Точнее, формула записывается в виде акваиона [Cr(H2О)6]3+. При уменьшении числа молекул воды, окружающих ион хрома (например, при замене их на гидроксид-ион или хлорид-ион), окраска переходит в зеленую.
– желтая (хромат-ион, щелочная среда).
– оранжевая (дихромат-ион, кислотная среда).
Соли дихромовой кислоты Н2Cr2О7 называются дихроматами. Чаще всего они имеют оранжево-красную окраску.
Смесь равных объемов насыщенного раствора дихромата калия и концентрированной кислоты обладает очень сильным окислительным действием и используется в лабораторной практике для мытья посуды и стеклянных приборов.
Хотя дихромат-ион – сильнейший окислитель, он для очистки загрязненных вод не используется из-за того, что реактив дорог и, кроме того, это не экологически чистый окислитель (образуются ядовитые соединения трехвалентного хрома).
Соединения хрома токсичны. Дихроматы токсичнее хроматов.

6а. Окисление иона Сr3+.

К 2–3 мл 0,5М раствора хлорида или сульфата хрома(III) прилейте столько же 3%-го раствора пероксида водорода. Если изменений в цвете раствора не замечается, изучите прохождение реакции в кислотной и щелочной средах. Для этого отлейте половину раствора в другую пробирку и прилейте в одну из них раствор разбавленной серной кислоты, а в другую – раствор щелочи. Если реакции проходят, напишите их уравнения.
К тому же раствору соли хрома(III) прилейте раствор гидроксида калия до образования осадка и на осадок подействуйте раствором пероксида водорода. В щелочной среде можно ожидать прохождения реакции:

2Cr(ОН)3 + 3Н2О2 + 4ОН = 2 + 8Н2О.

Рассчитайте ЭДС реакций и сделайте выводы о возможности их прохождения. Электродные потенциалы некоторых реакций:

6б. Окислительные свойства дихромат-иона .

Окислительные свойства хромат-иона мы изучать не будем, потому что этот ион устойчив в щелочных средах.
Изучите взаимодействие дихромат-иона с уже известными вам восстановителями:

1) Cl;
2) Br;
3) I;
4) H2O2;
5) H2SO3, , SO2;
6) HNO2, .

Учитель скажет, какой опыт вам следует выполнить. Для опытов пользуйтесь 0,5–1М растворами реагентов (Н2О2 – 3–6%). Количество раствора – 2–3 мл. Сначала в пробирку налейте раствор дихромата калия и, если нужно, подкислите раствор приливанием 1–2 мл разбавленной серной кислоты. Затем к раствору прилейте раствор исследуемого восстановителя.
Реакция между и Cl в кислотной среде проходит при нагревании (горячей водой), и с прекращением нагревания хлор перестает выделяться.
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродный потенциал следующей реакции:

+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O,   E = 1,33 В.

Электродные потенциалы других реакций найдите в предыдущих заданиях.
По желанию вы можете повторить те же опыты, пользуясь хроматом калия (щелочная среда) и электродным потенциалом реакции:

+ 4H2O + 3e = Cr(OH)3 + 5OH,    E = –0,13 В.

7. Окислительные свойства перманганат-иона.

Перманганат калия КМnО4 – темные красно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Растворим в холодной воде (1:18), в почти кипящей воде (1:3,5). Концентрированный раствор имеет темно-пурпурный цвет, разбавленный – красно-фиолетовый.
Перманганат калия как окислитель широко используется в химической практике и медицине.
Если вы отправляетесь в туристический поход, обязательно возьмите с собой немного перманганата калия. Разбавленные фиолетовые растворы перманганата калия (0,1%) используют для промывания ран и полоскания рта и горла. Для обработки ожогов используют более концентрированные растворы (2–5%). При расстройстве желудка рекомендуют выпить полстакана слабо-фиолетового раствора перманганата калия (0,02–0,1%). Крупинка перманганата калия, брошенная в стакан с болотной водой, через полчаса делает ее питьевой. Однако длительно злоупотреблять этим средством нельзя, т.к. соединения марганца плохо действуют на кровь (понижают ее вязкость и свертываемость).
Перманганат калия иногда используется для очистки загрязненных вод, но это дорогой и экологически не чистый окислитель, т.к. в результате реакций образуются не безвредные для человека и природы соединения марганца.
Окислительные свойства перманганата калия сильно зависят от среды раствора. В кислотной среде образуются почти бесцветные ионы Mn2+, в нейтральной – бурый осадок диоксида марганца MnО2, в щелочной – темно-зеленый раствор с манганат-ионами . Напишите уравнения реакций.

Мы будем далее изучать окислительные свойства перманганат-иона в кислотной среде.
Исследуйте взаимодействие перманганат-иона с уже известными вам восстановителями:

1) Cl;
2) Br;
3) I;
4) H2O2;
5) H2SO3, , SO2;
6) HNO2, .

Учитель скажет, какой опыт вам следует выполнить. Для опытов пользуйтесь 0,5–1М растворами реагентов (Н2О2 – 3–6%). Количество раствора – 2–3 мл. Сначала в пробирку налейте раствор перманганата калия и, если нужно, подкислите раствор приливанием 1–2 мл разбавленной серной кислоты. Затем к раствору прилейте раствор исследуемого восстановителя.
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродный потенциал
Mn2+ / :

+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O,   E = 1,51 В.

Электродные потенциалы других реакций найдите в предыдущих заданиях.
При желании вы можете повторить все эти опыты в нейтральной и щелочной средах, используя электродные потенциалы реакций:

Рейтинг@Mail.ru