Ориентировочная основа действия (ООД) для проведения самостоятельной деятельности студентов в учебное время.

Лабораторная работа «Изучение окислительно – восстановительных равновесий и процессов».

Приборы, оборудование: химический блок Соbrа 3, рН-электрод, термопара NiCr-Ni, магнитная мешалка, ротор, химические стаканы на 50 и 100 мл.

Реактивы: 5% - ный раствор КМnO₄, 5% - ный раствор КI, 3% - ныйI₂, 5% - ныйNa₂SO₃, 5% - ныйFeCl₃, 5% - ныйKBr, 5% - ный раствор MnCl₂, раствор Н₂SO₄ (С=1 моль/л), раствор КОН (С=2моль/л).

Опыт № 1 Изменение рН в ходе окислительно – восстановительной реакции.

1. В два стакана на 50 мл наливают реагенты одной реакции (см. табл. 1) на 4 см по высоте.

2. рН – электрод погружают в раствор первого реагента не менее, чем на 3 см. После стабилизации показаний прибора, записывают значение рН в таблицу 1.

3. Ополаскивают рН – электрод дистиллированной водой и погружают в раствор второго реагента. Записывают значение рН в табл. 1.

4. Смешивают реагенты. Ополаскивают рН – электрод и измеряют рН продуктов реакции. Записывают значение рН и наблюдения.

5. Процедуру повторяют с остальными парами реагентов.

Таблица 1

Реагент 1	рН1	Реагент 2	рН2	рН после смешивания реагентов	Наблюдения
KMnO4		MnCl2
I2		Na2SO3
KI		FeCl3

 

6. Записывают уравнения реакций, используя ионно – электронный метод. Сравнивают экспериментальные и теоретические результаты.

 

Опыт № 2. Зависимость характера продуктов ОВР от рН среды.

Таблица 2

№ пробирки	Порядок смешивания реагентов	Наблюдения
1	3 капли раствора KMnO4+3 капли раствора H2SO4+4 капли раствора Na2SO3
2	3 капли раствора KMnO4+4 капли раствора Na2SO3
3	4 капли раствора КОН+4 капли раствора Na2SO3+3капли раствора KMnO4

 

1. Смешивают реагенты в порядке, указанном в табл. 2. При отсутствии видимых изменений в пробирках 1 и 2 объём раствора Na ₂ SO ₃  увеличивают.

2. В каждом случае отмечают характер изменений в пробирках.

3. Записывают уравнения реакций, используя ионно – электронный метод. Делают вывод о влиянии рН на ОВР.

Опыт № 3. Определение направления окислительно-востановительной реакции.

1. Пользуясь значениями стандартных окислительно – восстановительных потенциалов (φ⁰), приведённых в табл. 3, прогнозируют возможность протекания процессов.

Таблица 3

№ пробирки	Уравнение ОВР	φ0 окислит. – восст. пар	Направление ОВР
1	2Fe3++2I-↔2Fe2++I2	φ0  /Fe2+=0,77B φ0I2 /2I- =0,54B
2	2Fe3++2Br-↔2Fe2++Br2	φ0  /Fe2+=0,77B φ0Br2 /2Br- =1,09B

 

2. Правильность выводов проверяют экспериментально. Для этого в первой пробирке смешивают 2 мл раствора FeCl₃ и 1 мл раствора KI, в другой – 2 мл раствора FeCl₃ и 1 мл раствора KBr.

3. В лабораторном журнале отмечают изменения, происшедшие в пробирках. Делают выводы о соответствии теоретических и экспериментальных данных.

Вопросы к защите работы

1. Напишите уравнения для расчёта окислительно – восстановительного потенциала реакций

Fe³⁺+1e→ Fe²⁺

I₂+2e→2I^-

Br₂+2e→2Br^-

От каких факторов зависит окислительно – восстановительный потенциал?

2. Напишите уравнение для расчёта окислительно – восстановительного потенциала реакции

N  +3Н⁺ +2е↔HNO₂ +H₂O

Рассчитайте его значения при активности ионов Н⁺ (моль/л) 10^-2 и 10^-10.

Данные для расчёта: φ⁰ /HNO₂=0, 94В, а( =а( T=298K.

3. К подкисленному раствору KI добавляют несколько капель раствора NaNO₂ и крахмала. Раствор приобретает тёмно – синий цвет. Функция (окислителя или восстановителя) NaNO₂ в данном опыте?

4. К подкисленному раствору I₂ добавляют до обесцвечивания раствор NaNO₂. Функция NaNO₂ в данном опыте?

5. По отношению к воде некоторые вещества ведут себя как окислители, другие – как восстановители. Приведите примеры таких веществ и напишите уравнения ОВР.