Сумарне рівняння має вигляд:

CuSO₄ + 4NH₄OH [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O.

Чому надлишок лугу приводить до розчинення осаду?

Дослід 6. Визначення характеру середовища при гідролізі. Нанесіть по краплі розчинів NaCl, FeCl₃, Na₂CO₃ на смугу універсального індикаторного паперу. Зробіть висновок щодо характеру середовища у цих розчинах. В якому випадку спостерігається зміна рН середовища від нейтрального, а в якому ні. Напишіть реакції гідролізу для тих солей що гідролізуються.

9.Лабораторна робота № 6 “Окисно-відновні реакції”

Мета роботи: Ознайомитися з окисно-відновними реакціями, основними окисниками і відновниками, навчитися визначати напрямок і повноту перебігання окисно-відновних реакцій.

1.Теоретичні основи: Окислювально-відновними звуть реакції що перебігають зі зміною ступеню окислення реагуючих речовин і супроводжуються переходом електронів від одних елементів до інших. Окисником зветься речовина у склад якої входить атом елемента що приєднує електрони (ступінь окислення зменшується). У процесі окисно-відновної реакції окисник відновлюється. Відновник – атом елемента, що віддає електрони. Відновник у процесі окисно-відновної реакції окислюється (ступень окислення збільшується). Таким чином для перебігання окисно-відновної реакції необхідна участь як мінімум двох окислювальне відновних систем, які звуться окисно-відновними парами (редокс парами). Редокс пара – окислена Ох і відновлена Red форми одного і того ж елементу, наприклад Ох/Red. Окислена форма є окисником, а відновлена – відновником. У загальному вигляді окисно-відновну реакцію можливо визначити схемою:

Ox₁ + Red₂ Red₁ + Ox₂,

де: Ox₁/Red₁, Ox₂/ Red₂ - відповідно редокс пари першого і другого елементів.

Кожна редокс пара має більшу чи меншу окислювальну спроможність, яка характеризується окисно-відновним потенціалом. Розрізняють стандартний і реальний редокс потенціали.

Стандартним потенціалом даної редокс пари Е⁰ вважають ЕРС гальванічного елементу, складеного з досліджуваного електроду при концентраціях окисною і відновної форм 1 моль/л, температурі 25⁰С і стандартного водневого електроду, потенціал якого прийнято за 0:

Е⁰_2Н+/Н2 = 0.

Реальний потенціал залежить від деяких факторів. Ця залежність підпорядковується рівнянню Нернста:

,

де Е⁰ – стандартний редокс потенціал;

R – універсальна газова стала:

T - абсолютна температура;

n – число прийнятих чи відданих електронів;

F – стала Фарадея;

[Ox] – активність (концентрація у розведених розчинах) окисної форми;

[Red] – активність (концентрація розведених розчинів) відновленої форми;

a,b – стехіометричні коефіцієнти.

Порівнюючи стандартні потенціали редокс пар можливо вирішити питання о принциповій можливості перебігання окисно-відновної реакції і її напрямку.

Зі збільшенням значення Е⁰ збільшується сила окислювача (окисленої форми) і зменшується сила відновника ( відновленої форми). Тому для взятих редокс пар більш сильний окисник (окислена форма редокс пари з більш позитивним потенціалом) буде відбирати електрони у більш сильного відновника (відновлена форма редокс пари з більш негативним потенціалом) і при цьому будуть утворюватися більш слабкі окисник і відновник.

Принципова можливість перебігання окисно-відновної реакції буде при різних окисно-відновних потенціалах редокс пар. Якщо окисно-відновні потенціали однакові, реакція неможлива.

Наприклад, для двох редокс пар:

Cl₂/2Cl^- E⁰ = + 1,36B

Fe³⁺/Fe²⁺ E⁰ = + 0,77B

окисником буде Cl₂, а відновником Fe²⁺ і напрямок реакції буде наступним:

Cl₂ + 2Fe²⁺ = 2Cl^- + 2Fe³, але не

2Fe³ + 2Cl^- = 2Fe²⁺ + Cl₂.

Чим більше різниця окисно-відновних потенціалів, тим більш повно перебігає реакція у сторону утворення продуктів реакції. При різниці у 0,4В і більше можна вважати, що реакція незворотна.

Таблиця 6.1 - Стандартні електродні потенціали у водних розчинах деяких редокс пар

Редокс пара	Рівняння процесу (іонно-електронна полу реакція)	Е0, В
S2O82-/2SO42-	S2O82- + 2e = 2SO42-	+ 2,010
H2O2/ H2O	H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O	+1,770
MnO4-/Mn2+	MnO4-+8 H++5e=Mn2++4H2O	+1,510
Cl2/2Cl-	Cl2 + 2e = 2Cl-	+1,359
Cr2O72-/2Cr3+	Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2O	+1,333
NO3-/NO	NO3- +4H++3e = NO + 2H2O	+0,960
O2/H2O	O2 + 4H+ + 4e = 2 H2O	+1,229
O2/H2O(10-7M)	O2 + 4H+ + 4e = 2 H2O	+0,815
Ag+/Ag	Ag+ + 1e = Ag	+0,799
MnO4-/MnO2	MnO4-+2H2O+3e = MnO2+4OH-	+0,600
MnO4-/MnO42-	MnO4- + 1e = MnO42-	+0,560
Fe3+/Fe2+	Fe3+ +1e = Fe2+	+0,771
Fe3+/Fe	Fe3+ +3e = Fe	-0,036
Fe2+/Fe	Fe2+ +2e = Fe	-0,440
Sn4+/Sn2+	Sn4+ + 2e = Sn2+	+0,150
Сu2+/Cu	Сu2+ + 2e = Cu	+0,337
Сu2+/Cu+	Сu2+ + 1e = Cu+	+0,159
Сu2+/CuI	Сu2+ + I- + 1e = CuI	+0,860
I2/2I-	I2 + 2e = 2I-	+0,536
S4O62- /S2O32-	S4O62- + 2e = 2S2O32-	+0.090
S/S2-	S + 2e = S2-	-0,480
SO42-/SO32-	SO42-+H2O+2e=SO32-+2OH-	-0,930

До типових окисників відносяться: прості речовини, атоми яких мають високу електронегативність(галогени, оксиген), катіони і аніони, які містять атоми з високим ступенем окислення(Fe³⁺, Pb⁴⁺, MnO₄^-, CrO₄^-). До типових відновників відносяться прості речовини з малою ЕН, наприклад метали, водень, карбон; аніони, атоми яких знаходяться у низькій ступені окислення – Cl^-, I^-, S^-2. Стандартні електродні потенціали у водних розчинах деяких окисників і відновників наведені у таблиці 6.1.

2.Експериментальна частина.

Дослід 1. Витіснення більш активним металом менш активного з його солі. У одну пробірку внесіть 6-7 крапель розчину CuSO₄, а у другу стільки ж розчину Na₂SO₄. У обидві пробірки занурить по однієї гранулі Zn. Які зміни Ви спостерігаєте у пробірках? Поясніть Ваші спостереження за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів і напишіть рівняння реакцій. Стандартні окисно-відновні потенціали для металів складають: Na⁺/Na E⁰ = -2,714B, Zn²⁺/Zn E⁰ =-0,763B, Сu²⁺/Cu E⁰ =+0,337B.

Дослід 2. Взаємодія алюмінію з фосфатною кислотою. Внесіть у пробірку 8-10 крапель фосфатної кислоти і трохи порошку алюмінію. Злегка підігрійте розчин(Обережно! Не направляйте пробірку у лице.). Спостерігайте утвореня бульбашок газу за схемою реакції:

Al + H₃PO₄ AlPO₄ + H₂ .

Поясніть Ваші спостереження за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів і напишіть рівняння реакцій.

Дослід 3. Взаємодія Na₂SO₃ з вільним йодом. Внесіть у пробірку 2-3 краплі Na₂SO₃ і додайте одну краплю спиртового розчину йоду. Зверніть увагу на зміну забарвлення розчину йоду з коричневого до безбарвного, що свідчить про відновлення вільного йоду до іонів йоду за схемою реакції:

Na₂SO₃ + I₂ + H₂O Na₂SO₄ + HJ.

Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння реакцій.

Дослід 4. Окислення іонів J^- іонами Fe³⁺ . У пробірку помістить 2-3 краплі розчину солі FeСl₃ і одну краплю розчину KJ. Вміст пробірки розбавити дистильованою водою до слабо-жовтого кольору і внести 1-2 краплі розчину крохмалю.

FeСl₃ + KJ →

Про що свідчить наявність темно-синього забарвлення? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.

Дослід 5. Окислення іонів Fe²⁺ H₂O₂ (Гідроген пероксидом). Внести в пробірку 3-4 краплі свіжо приготовленого розчину FeSO₄ (Феруму (ІІ) сульфату) і додати до нього 1-2 краплі 2н розчину NaOH (Натрій гідроксиду).

FeSO₄ + NaOH →

Відмітити колір осаду.

До отриманого розчину додати 1-2 краплі розчину H₂O₂ (Гідроген пероксиду).

Fe(OH)₂ + H₂O₂ →

Про що свідчить наявність іржавого забарвлення? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.

Дослід 6. Окислення іонів Cr³⁺ H₂O₂ (Гідроген пероксидом). У пробірку внесіть 1-2 краплі розчину солі Cr₂ (SO₄)₃ (Хром (ІІІ) сульфату) і додати по краплях 2н розчин 2н розчину NaOH (Натрію гідроксиду) доти, поки первинний осад, що випав, Cr(OH)₃, цілком не розчиниться в результаті утворення хроміту Na₃ [Cr(OH)₆].

Cr₂(SO₄)₃ + NaOH_надл→

Відзначте колір розчину.

До отриманого розчину хроміту Na₃ [Cr(OH)₆] додайте 1-2 краплі розчину H₂O₂ (Гідроген пероксиду).

Na₃ [Cr(OH)₆] + H₂O₂ →

Відзначте колір розчину. Про що свідчить перехід зеленого кольору в жовтий? Поясніть можливість перебігання реакції у наведеному напрямку за величинами стандартних окисно-відновних потенціалів(таблиця 1) і напишіть рівняння окисно-відновної реакції.