Свойство водных растворов электролитов

Свойство водных растворов электролитов. Цель работы ознакомится с электропроводностью растворов, ионными равновесиями в растворах электролитов. Согласно теории электролитической диссоциации электролиты при растворении в воде распадаются диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс можно выразить уравнением Как видно из уравнения, этот процесс равновесный, а следовательно, константа равновесия может быть выражена через равновесные концентрации Константа равновесия характеризует диссоциацию вещества в растворах и носит название константа диссоциации.

Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации является величиной, характеризующий способность электролита к диссоциации.

Например Константа диссоциации уксусной и угольной кислоты соответственно равны Сравнивая значения этих констант, можно сказать, что у угольной кислоты способность к диссоциации на ионы меньше, чем у уксусной. Степень диссоциации и константа диссоциации слабого электролита связанны между собой зависимостью закона Оствальда где - разведение раствора, л моль. Все электролиты можно разделить на две группы сильные и слабые электролиты.

Сильные растворы в водных электролитах диссоциируют полностью. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. В растворах электролитов осуществляется межионное взаимодействие, обусловленное силами притяжения и отталкивания. Наиболее заметны межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов. Для количественной характеристики межионных взаимодействий используется ионная сила раствора I полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда Зная ионную силу раствора I, можно найти коэффициент f, позволяющий определить некоторую величину А активность, формально заменяющую концентрацию С при математических описаниях свойств растворов электролитов - коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона. Количественной характеристикой способности электролита проводить электрический ток является электрическая проводимость.

Различают удельную и молярную электрическую проводимость.

Сильные электролиты диссоциируют в растворе полностью, но на границе малорастворимого сильного электролита с раствором ионы из осадка переходят в раствор и вновь возвращаются на поверхность твердого вещества, т.е. устанавливается равновесие между осадком и его ионами. Например. Растворение вещества происходит до тех пор, пока не установится равновесие между осадком и его ионами в растворе.

В момент наступления равновесия раствор становится насыщенным. Количественно это равновесие можно охарактеризовать константой равновесия Так как концентрация твердой соли - величина постоянная, то, умножая величину константы равновесия на эту концентрацию, мы получаем новую константу. Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости. Зная величину произведения растворимостей, можно вычислить концентрацию труднорастворимого электролита в насыщенном растворе.

Например откуда ионов. Здесь величину ПР, можно рассчитать, выпадет или нет данное вещество в осадок. Например, если 0,001 моль поместить в 1л воды, то все это количество соли растворится, так как величина меньше. Следовательно, этот раствор будет не насыщенным. Водородный показатель среды рН. Вода диссоциирует по уравнению Путем измерения электропроводности было найдено, что концентрация ионов водорода в тщательно очищенной воде при равна 10-7 моль л Это характеризует воду как очень слабый электролит.

Константа диссоциации воды при 295 К равна 1.8 10-16, а при той же температуре равна примерно 55,56 моль л. отсюда Величина называется ионным произведением воды. В нейтральных растворах моль л рН 7 , в кислых моль л рН 7 в щелочах моль л рН 7 . Вместо концентрации ионов водорода часто пользуются водородным показателем рН , равному взятому с обратным знаком десятичному логарифму активности ионов водорода в этом растворе.

Наряду с показателем рН пользуются показателем рОН Исходя из значений ионного произведения воды при 295 К Для приблизительного определения рН пользуются индикаторами, т.е. веществами, меняющими свою окраску в зависимости от щелочности или кислотности среды. Часто с этой целью применяют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый. Изменение окраски различных индикаторов происходит при вполне определенных для каждого из этих значений рН. Например, окраска метилового оранжевого от красной до желтой меняется в интервале рН от 3,1 до 4,4. Промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска индикатора, называется интервалом индикатора.

Интервалы некоторых индикаторов. Индикатор Область перехода рН Окраска в растворе Более кислом Более щелочном Малахитовый зеленый 0,1-2,0 Желтая Голубовато-зеленый Метиловый оранжевый 3,1-4,4 Красная Желтая О - нитрофенол 5,0-7,0 Бесцветная Желтая Лакмус 5,0-8,0 Красный Синий Фенолфталеин 8,2-10,0 Бесцветная Малиновая Малахитовый зеленый 11,2-13,2 Голубовато-зеленый Бесцветная Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Электропроводность растворов. Соберите прибор, состоящий из химических стаканов емкостью 250мл эбонитовый крышки, снабженной двумя универсальными клеймами для закрепления электродов и присоединения проводов амперметра, вольтметра и лабораторного автотрансформатора ЛАТР . Электропитание подается из сети через лабораторный трансформатор а сильные и слабые электролиты.

В четыре стакана емкостью 250 мл налейте по 150 мл 1М растворов серной кислоты, уксусной кислоты, гидроксида калия и аммония раствор в воде. Испытайте последовательно электропроводность этих растворов. Для этого в каждый из стаканов с раствором погрузите электроды, включит ток и запишите показания амперметра. Выключите ток и ополосните электроды дистиллированной водой. Сделайте вывод, какие из испытанные веществ относятся к сильным и какие к слабым электролитам? б изменение электропроводности при нейтрализации слабого основания слабой кислотой.

Испытайте электропроводность 25 раствора аммиака см. опыт а. Слейте раствор аммиака в стакан и прибавляйте к нему понемногу осторожно концентрированную уксусную кислоту. Дайте раствору охладиться и снова испытайте его электропроводность. Чем объяснить большую электропроводность раствора? ОПЫТ 2. Смещение ионного равновесия. а к 2М раствору уксусной кислоты прибавьте 2 капли индикатора метилоранжа.

Отметьте окраску индикатора интервал рН перехода окраски индикатор -3,1 4,4 . Внесите в ту же пробирку несколько кристаллов ацетата аммония или ацетата натрия. В чем причина изменения окраски индикатора? Рассчитайте, как изменяется рН раствора при добавлении ацетата аммония. б к SM раствору гидроксида аммония прибавьте 2 капли индикатора - фенолфталеина. Какую окраску приобрел индикатор? интервал рН перехода окраски фенолфталеина 8,3 10,0 . В ту же пробирку добавьте несколько кристаллов хлорида аммония.

В чем причина изменения окраски индикатора? Рассчитайте, как изменяется рН раствора при добавлении хлорида - аммония. ОПЫТ 3. Образование осадков и произведение растворимости. В две пробирки налейте по 3-4 капли 0.005М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавьте, такой же объем 0.05М раствора хлорида калия, в другую - такой же объем 0.05М раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объясните полученный результат, используя значение произведений растворимости.

Составьте уравнения реакций. Контрольные вопросы и задачи. 1. Какие вещества называются электролитами? 2. Почему электролиты называются проводниками электрического тока 2 рода? Какие вещества являются проводниками 1 рода? 3. Что называется степенью диссоциации? Чему равна степень диссоциации. 4. Каким образом способность электролитов к диссоциации зависит г вида химической связи? 5. Напишите уравнение диссоциации 6. Вычислите степень диссоциации гидроксида аммония в его деци санти- и миллимолярных растворах.

Постройте график зависимости степени диссоциации от концентрации раствора. 7. Имеются, сантимолярные растворы соляной и уксусной кислоты объясните, в каком из них разница между значениями и более заметна. 8. Что такое произведение растворимости? Чем объяснить, что реакции идут практически только в прямом направлении? 9. Как влияет на растворимость добавление в раствор карбоната натрия? 10. Зная, что произведение растворимости равно 2,3 10-4, вычислить выпадет ли осадок соли при сливании 100 мл 0,001М с 100 мл 0.001М . ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. РАБОТА 9.Гидролиз солей. Цель работы - изучение некоторых реакций обмена между электролитами изучение водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Реакции обмена. Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов - например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее растворимых веществ.

Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме, которая позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В молекулярно-ионных уравнениях сильные электролит пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, трудно растворимые вещества - в виде молекул. Существует четыре случая обменных реакций в растворах электролитов, равновесие которых сильно смещено в сторону образования продуктов реакции 1. Реакции, идущие с образованием осадка. 2. Реакции, сопровождающиеся образованием газообразных летучих веществ. 3. Реакции, протекающие с, образованием слабых электролитов. 4. Реакции, идущие с образованием комплексных ионов. Гидролиз солей.

Гидролизом называются обменные химические реакции, протекающие с участием воды. Гидролизом соли называются, взаимодействие соли с водой.

Приводящее к образованию слабого электролита слабой кислоты, слабого основания, кислого или основного иона. В результате гидролиза в растворе накапливаются или ионы, поэтому растворы многих солей имеют кислую или щелочную реакцию среды. Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции среды водного раствора. Например, при растворении в воде хлорида аммония образуется избыток ионов и раствор подкисляется 7 или Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза.

Если растворить в воде хлорид калия . нейтральная реакция среды 7 , характерная для чистой воды, не изменяется, т.е. в растворе сохранится равенство . или Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой и т.п в реакцию гидролиза не вступают. С водой взаимодействуют 1 соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами и т.п 2 соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями и т.п 3 соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами и т.п Из рассмотренных примеров следует, что в реакции с водой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот.

Если эти ионы многозарядные Fe3 , Cu2 и т.п. их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного или кислого иона первая ступень гидролиза. Первая ступень гидролиза выражена наиболее сильно. Например Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза и константой гидролиза. Степень гидролиза представляет собой отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу С , к общему числу молекул данной соли. Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой 0. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой в разбавленных растворах 100 . В общем виде реакцию гидролиза соли можно представить уравнением Константа равновесия этого процесса Так как в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной то и произведение K также постоянно.

Эту величину называют константой гидролиза, т.е. В случае гидролиза по аниону например, для уравнение принимает вид или - ионное произведение воды. Аналогично для гидролиза по катиону например, для Для гидролиза по катиону и аниону получаем К реакциям гидролиза соли применимы все положения и законы о химическом равновесии.

Равновесие процесса гидролиза, отвечающее равенству скоростей реакций гидролиза и нейтрализации подвижно и может быть смещено вправо или влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Так, например, при повышении температуры равновесия гидролиза смещается вправо, так как прямая реакция эндотермическая 0 , а обратная нейтрализация - экзотермическая 0 . Связь между константой гидролиза соли и степенью гидролиза в растворе заданной концентрации выражается законом Оствальда Рассмотрим несколько примеров все расчеты выполняются с допущением С а - равенство концентраций ионов их активностям. ПРИМЕР 1. Рассчитайте константу, и степень гидролиза соли в 0,001н растворе при 289К, учитывая только первую ступень процесса.

Решение соль образована сильным основанием и слабой кислотой, поэтому гидролизуются только ионы. Уравнение реакции Константа равновесия процесса умноженная на концентрацию воды называется константой гидролиза соли. Ее вычисляют по формуле где - ионное произведение воды - константа диссоциации продукта гидролиза.

Следовательно 10-14 4,8 10-11 Следует обратить внимание на то, что величина константы гидролиза, как и любой другой константы равновесия реакции, не зависит от концентрации растворенного вещества, а зависит лишь от температуры.

Степень гидролиза может быть вычислена по формуле откуда или ПРИМЕР 2. Рассчитайте 0,1н раствора. Решение соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизуются ионы. Уравнение реакции при гидролизе хлорида аммония в растворе образуется избыток ионов водорода. Водородный показатель среды вычисляют по формуле в растворе равно концентрации прореагировавших ионов Значение вычисляют по уравнению. Итак Определяем степень гидролиза соли по уравнению Зная, находим 0,1 0,75 10-4 0,75 10-5 моль л -lg0,75 10-5 5,125 Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Ионные реакции обмена с образованием слабого электролита. а положите, в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и прилейте раствор гидроксида натрия. Определите выделяющийся газ по запаху, слегка нагрев пробирку. Составьте уравнение реакции. б спустите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и прилейте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнение реакции. ОПЫТ 2. Ионные реакции обмена с образованием осадков.

Налейте в три пробирки по 2-3 капли раствора хлорида бария и добавьте в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, а в другую - раствора серной кислоты, в третью - раствора сульфата алюминия. Наблюдайте появление одинакового осадка. Составьте уравнения реакций. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте? ОПЫТ 3. Гидролиз солей. В четыре пробирки налейте по 1мл воды и по 1-2 капли фиолетового раствора лакмуса. В три пробирки введите 1-2 капли карбоната натрия, хлорида цинка и нитрата натрия. Четвертая пробирка служит для сравнения полученных окрасок.

Какие из испытуемых солей подвергаются гидролизу? Составьте уравнения гидролиза. ОПЫТ 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора. Убедитесь в том, что концентрированный раствор нитрата свинца прозрачен. В коническую колбу налейте 50мл дистиллированной воды и добавьте 1-2 капли концентрированного раствора. Наблюдайте образование осадка.

При оформлении опыта 1. Назовите гидролизующийся ион, составьте уравнение реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор прозрачен. 2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появляется осадок. Составьте уравнение образования осадка. Имеет ли отношение эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли? 3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов, гидролизирующихся солей на гидролитическое равновесие. ОПЫТ 5. Смещение равновесия реакции гидролиза при изменении температуры.

В пробирку внесите 5-6 мл раствора ацетата натрия и 1-2 капли индикатора фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на две части, одну из них оставьте для сравнения, другую нагрейте до кипения. Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения. Составьте уравнение реакции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.

Контрольные вопросы. 1. Составьте ионно-молекулярные уравнения следующих реакций 2. Что называется степенью и константой гидролиза соли? 3. Имеются растворы солей В каких растворах концентрация иона равна концентрации иона ? Ответ объясните. 4. Можно ли пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор от водного раствора ? Ответ поясните. 5. Можно ли с помощью - метра отличить водный раствор от водного раствора ? Ответ поясните. 6. Справедливо ли утверждение о том что водные растворы и имеют одинаковое значение водородного показателя среды? Ответ поясните. 7. Используя справочные данные, рассчитайте константу гидролиза соли. Ответ 0,57 10-9. 8. На примерах гидролиза солей и объясните ступенчатое протекание процесса гидролиза при нагревании или разбавлении растворов.

Составьте уравнения реакций. 9. Вычислите 0,1М раствора при расчете учитывайте только первую ступень гидролиза. Ответ 4,26. 10. водного раствора равен 5. Составьте уравнение реакции гидролиза и рассчитайте исходную концентрацию раствора. Ответ 0,179 моль л. РАБОТА 10. Окислительно-восстановительные реакции. Цель работы - ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений, освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Реакции, протекания которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов к другим, называют окислительно-восстановительными.

Число электронов, смещенных от атома иона данного элемента или к атому иону данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Степень окисления может быть положительной электроны смещены от атома или иона и отрицательной электроны сменены к атому или иону. Процесс отдачи электронов, т.е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, отдающие электроны - восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью металлы, водород, углерод, некоторые анионы и др. катионы, у которых степень окисления может возрастать, и др Процесс присоединения электронов, т.е. понижения степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающее электроны, называют окислителями.

К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью элементы VI и VII групп главных подгрупп, катионы с высокой степенью окисления анионы, в которых электроположительный элемент имеет высокую степень окисления высшие оксиды, а также пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции - это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называют внутримолекулярными.

Составление окислительно-восстановительных реакций требует строгого соблюдения правил, изложенных в данном разделе, что поможет написать любую окислительно-восстановительную реакцию. Для этого существуют два метода электронного баланса и ионно-электронной полуреакции. Первый может пригодиться только тогда, когда известны все продукты реакции и исходные вещества, при этом основное правило - установить степени окисления элементов, которые в результате реакции изменили свою степень окисления, а затем для этих элементов записать уравнение электронного баланса, расставить коэффициенты в уравнении реакции и по кислороду проверить правильность написания уравнения.

Пример 1 Установим степени окисления у всех элементов видно, что степень окисления изменили два элемента - железо и марганец. Составим для них уравнение электронного баланса расставим коэффициенты около окислителя и восстановителя а теперь методом пинг-понга устанавливаются последовательно коэффициенты в левой и правой части у всех остальных элементов так, чтобы последним уравнивался водород. Справа и слева имеется по 80 атомов кислорода, следовательно, коэффициенты в уравнении расставлены правильно.

Метод полуреакций, или ионно-электронный, применяется только в том случае, когда неизвестны все вещества, входящие в уравнение. Этот метод решения окислительно-восстановительных реакций намного мощнее метода электронного баланса, он позволяет написать продукты и расставить коэффициенты в реакции, если известны только исходные вещества и среда, в которой происходит реакция. Последовательность действий при написании окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следующая 1 необходимо установить, какое вещество восстановитель, а какое окислитель 2 в соответствии с ниже приведенными схемами записываются полуреакции в ионном виде с окислителями и восстановителями.

Заряд в этих реакциях уравнивается прибавлением или отниманием электронов в левой части уравнения, необходимо при этом учесть, что a окислитель превращается в ион с низшей степенью окисления b восстановитель превращается в соединение с высшей степенью окисления 3 находится число, равное наименьшему общему кратному между числом электронов в полуреакциях окисления и восстановления 4 полуреакции складываются 5 записывается уравнение из противоионов для левой части и такое же уравнение для правой части 6 записывается суммарное молекулярное уравнение реакции.

Схемы для ионно-электронного метода полуреакций 1 Если в исходных веществах больше кислорода, то в продуктах реакций на каждый атом кислорода имеем в кислой среде молекулу воды в щелочной и нейтральной среде - гидроксогруппу 2 Если в исходных веществах меньше кислорода, то в продуктах на каждый атом кислорода имеем в кислых и нейтральных средах в щелочной среде 3 Превращение, аниона перманганата в окислительно-восстановительных процессах 4 Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами 5 Превращения бихромат - иона в окислительно-восстановительных процессах Из неметалла образуется кислота с высшей степенью окисления неметалла.

Разберем принцип написания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом на следующем примере Окислителем может быть только бихромат калия, т.к. в этом соединении он имеет высшую степень окисления 6. добавлена для создания кислой среды, следовательно, восстановителем является ион тиоцианата, в котором каждый элемент является восстановителем. Запишем реакцию окисления восстановителя в ионном виде углерод превращается в, как этого требует правило превращения восстановителя в анион высшей степени окисления элемента. В кислой среде недостаток кислорода в исходном веществе требует добавления к левой части уравнения воды уравновесим заряд добавили, т.к. необходимо в левую часть прибавить 7 атомов кислорода Запишем процесс восстановления окислителя, воспользовавшись вышеприведенной схемой В исходном веществе больше кислорода, среда кислая, следовательно, к свой части необходимо добавить - протоны уравновесим заряд и в результате получим после сложения получим ионное уравнение после удаления молекул воды и протонов водорода получим Напишем уравнение из противоионов Суммарное уравнение в молекулярном виде Обратите внимание, что один из продуктов реакции может реагировать с серной кислотой, которую обычно добавляют в избытке но, так как в реакции получилось 6-молекул карбоната калия, то последнее уравнение необходимо умножить на 6 и эти два уравнения сложить в результате получим Приведем одинаковые вещества под один коэффициент Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Окисление алюминия ионами водорода Внесите кусочек алюминия в 2Н раствор. Наблюдайте окисления и составьте уравнение происходящей окислительно-восстановительной реакции.

Дайте сравнительную характеристику окислительно-восстановительных свойств атомов и ионов алюминия и водорода.

ОПЫТ 2. Окисление катиона железа II хлором.

Налейте в пробирку 5-6 капель свежеприготовленного раствора соли железа II и прибавьте две капли хлорной воды. Содержимое пробирки взболтайте и прибавьте в нее 1-2 капли раствора или. Окрашивание раствора в красный цвет свидетельствует об окислении ионов в. Составьте электронно-ионное уравнение реакции окисления и восстановления. ОПЫТ 3. Окисление иодид - ионов ионами железа III . В пробирку налейте 5-6 капель раствора железа III и одну каплю раствора или. Содержимое пробирки разбавьте дистиллированной водою до слабо-желтого цвета и введите 1-2 капли раствора крахмала.

Появление синей окраски свидетельствует о наличии в растворе свободного иода. Реакция выражается схемой Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления и уравнение реакции.

ОПЫТ 4. Окисление гидроокиси II перекисью водорода. Налейте в пробирку 3-4 мл свежеприготовленного раствора соли железа или и прибавьте к нему 2-3 мл раствора щелочи или. Заметьте цвет осадка. Когда гидроокись железа сядет на дно пробирки, осторожно слейте жидкости прибавьте 1-2 капли Раствора. Наблюдайте изменение осадка.

Реакция выражается схемой Составьте, электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. ОПЫТ 5. Окисление ионов перекисью водорода. В пробирку налейте 5-6 капель раствора соли хрома, и прибавляйте по каплям 6Н раствор щелочи или до тех пор, пока первоначально выпавший осадок полностью растворится в результате образования хромита. Отметьте цвет раствора. К полученному раствору хромита добавьте несколько капель раствора и слегка нагрейте раствор.

Переход зеленого цвета в желтый свидетельствует о появлении в растворе ионов. Реакция может быть выражена суммарной схемой Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. ОПЫТ 6. Окисление ионами. В пробирку налейте 5-6 капель раствора перманганата калия и только же 2Н раствора серной кислоты. Затем пипеткой по каплям приливайте свежеприготовленный раствор соли железа II до полного обесцвечивания раствора.

Обесцвечивание раствора свидетельствует о восстановлении ионов в ионы. В обесцвеченный раствор добавьте несколько капель раствора или и убедитесь, что ионы окислились в ионы. Реакция выражается схемой Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. ОПЫТ 7. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления. Положите в пробирку такое количество, чтобы оно покрыло ее дно, и нагрейте, пока с помощью тлеющей лучинки не определите выделение кислорода.

Составьте электронно-ионное уравнение процессов окисления и восстановления и уравнение реакции, зная, что в результате реакции образовывается молекулярный кислород, диоксид марганца и манганат калия. Контрольные вопросы и задачи 1. Чем отличается реакция окисления-восстановления от других реакций? 2. Какие вещества называются окислителями, а какие - восстановителями? 3. В каких группах периодической системы элементов Менделеев расположены элементы с ярко выраженными окислительными свойствами? 4. Как изменяется окислительное число окислителя и восстановителе в результате окисления-восстановления? 5. Какой из галогенов является самым сильным окислителем фтор, хлор, бром, иод? 6. Как изменяется электроотрицательность элементов в главных группах и в периодах? 7. Окислительные или восстановительные свойства проявляют следующие частицы ? Приведите примеры реакций. 8. Каковы окислительно-восстановительные свойства воды? Составьте ионно-молекулярные уравнения для воды как окислителя и как восстановителя. 9. В чем заключается метод электронного баланса? 10. Как составить реакцию окисления-восстановления с помощью метода полуреакций? РАБОТА 11.