ĆWICZENIE 10. Szereg napięciowy metali

Transkrypt

1 ĆWICZENIE 10 Szereg napięciowy metali Szereg napięciowy metali (szereg elektrochemiczny, szereg aktywności metali) obrazuje tendencję metali do oddawania elektronów (ich zdolności redukujących) i tworzenia prostych jonów dodatnich. Punktem odniesienia w przypadku tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy (normalny) przyjmuje się umownie za zero. Najbardziej aktywnymi chemicznie metalami są te, które znajdują się na początku szeregu napięciowego. Najsłabszymi reduktorami natomiast są te metale, które zajmują w nim pozycje końcowe. Miejsce metalu w szeregu napięciowym warunkuje ponad to kierunek reakcji zachodzących pomiędzy metalem a roztworami jonów innych metali. Metale, których potencjał jest bardziej ujemny, redukują jony metalu o potencjale mniej ujemnym. Metale o dodatnich potencjałach normalnych nie wypierają wodoru z kwasów, reagują natomiast z kwasami tlenowymi wykazującymi właściwości utleniające. Stosuje się regułę, że im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym mocniejszym jest reduktorem, a im bardziej dodatni potencjał normalny metalu, tym mocniejszym jest utleniaczem. Tabela Standardowe (normalne) potencjały niektórych metali ELEKTRODA REAKCJA ELEKTRODOWA E 0 [V] Li/Li + Li= Li + + e -3,00 K/K + K = K + + e -2,92 Ca/Ca 2+ Ca = Ca e -2,84 Na/Na + Na = Na + + e -2,71 Mg/Mg 2+ Mg = Mg e -2,34 Al./Al 3+ Al. = Al e -1,66 Mn/Mn 2+ Mn = Mn e -1,05 Zn/Zn 2+ Zn = Zn e -0,76 Cr/Cr 3+ Cr = Cr e -0,71 Fe/Fe 2+ Fe/Fe e -0,44 Co/Co 2+ Co = Co e -0,28 Ni/Ni 2+ Ni = Ni e -0,24 Sn/Sn 2+ Sn = Sn e -0,14 Pb/Pb 2+ Pb = Pb e -0,13 Fe/Fe 3+ Fe = Fe e -0,04 H 2 /H + ½ H 2 = H + + e 0,00 Cu/Cu 2+ Cu = Cu e +0,35 Ag/Ag + Ag = Ag + + e +0,80 Hg/Hg 2+ Hg = Hg e +0,85 Pt/Pt 2+ Pt = Pt e +1,20 Au/Au 3+ Au = Au e +1,42

2 Doświadczenie 1 Odczynniki: Reakcje chemiczne wypierania metali metale: glin, magnez, cynk, miedź, ołów roztwory: CuSO 4, FeSO 4, NiSO 4, AgNO 3, ZnSO 4, Pb(NO 3 ) 2,FeCl 3, aceton lub alkohol etylowy do odtłuszczenia, roztwory: kwasu solnego, kwasu siarkowego(vi), kwasu azotowego(v) i kwasu octowego UWAGA WSZYSTKIE REAKCJE NALEŻY WYKONYWAĆ W OKULARACH I RĘKAWICACH OCHRONNYCH!!! I. Do probówki nalewamy po około 2 cm 3 roztworu soli, dodajemy kawałki II. odpowiedniego metalu i obserwujemy zachodzącą reakcję: rozpuszczanie lub redukcję metalu, wydzielanie się gazu, określamy w jakim stopniu reakcja jest egzotermiczna. Po wykonaniu każdej reakcji chemicznej opisujemy jej przebieg za pomocą równania reakcji chemicznej. Al + FeCl 3 Al + Pb(NO 3 ) 2 3. Al + CuSO 4 4. Mg + FeCl 3 5. Mg + CuSO 4 6. Mg + FeSO 4 7. Mg + NiSO 4 8. Mg + Pb(NO 3 ) 2 9. Zn + CuSO Zn + FeSO 4 1 Cu + AgNO 3 1 Cu + Pb(NO 3 ) Cu + FeSO Pb + CuSO Pb + ZnSO 4

3 Doświadczenie 2 Działanie kwasów na metale UWAGA WSZYSTKIE REAKCJE NALEŻY WYKONYWAĆ W OKULARACH I RĘKAWICACH OCHRONNYCH!!! I. Do probówek nalewamy po około 2 cm 3 roztworów następujących kwasów: II. III. solnego, siarkowego(vi), azotowego (V), octowego i wrzucamy po kawałku odpowiednich metali. Reakcję w probówkach przeprowadzamy zgodnie z równaniami reakcji przedstawionymi poniżej. Obserwujemy zjawiska towarzyszące każdej przeprowadzonej reakcji. Przeprowadzone reakcje opisujemy równaniem chemicznym. Al + HCl Zn + HCl 3. Fe + HCl 4. Cu + HCl 5. Fe + HNO 3 6. Zn + HNO 3 7. Pb + HNO 3 8. Fe + H 2 SO 4 9. Zn + H 2 SO Fe + CH 3 COOH 1 Zn + CH 3 COOH 1 Pb + CH 3 COOH 13. Mg + CH 3 COOH 14. Cu + stężony HNO 3

4 Doświadczenie 3 Reakcja żelaza z siarczanem miedzi(ii) Do zlewki o pojemności 25 cm 3 wlać około 15 cm 3 roztworu siarczanu miedzi(ii). Gwóźdź żelazny odtłuścić watą nasączoną acetonem lub alkoholem etylowym i zważyć na wadze analitycznej, zanotować masę. 3. Następnie umieścić go w roztworze CuSO 4 znajdującym się w zlewce i pozostawić na około 45 minut. 4. Po tym czasie delikatnie wyjąć gwóźdź z roztworu, obserwować zmiany, osuszyć i zważyć ponownie na wadze analitycznej, zanotować masę. 5. Uzupełnić równanie reakcji redoks: Fe + CuSO 4 6. Obliczyć masę miedzi, jaka wydzieli się na gwoździu żelaznym. Badanie wpływu ph na potencjał redoks MnO 4 -/Mn 2+ - Proces redukcji jonów manganianowych (VII) MnO 4 w środowisku kwaśnym przebiega według równania: MnO H + + 5ē Mn H 2 O Jak widać z równania reakcji, potencjał układu MnO - 4 /Mn 2+ w dużym stopniu zależy od stężenia jonów wodorowych w roztworze. Dla odpowiednich wartości ph wynosi on: ph= 0 E 1 = 1,52V; ph= 3 E 2 = 1,24 V; ph= 6 E 3 = 0,95 V. Wzrost kwasowości środowiska reakcji znacznie zwiększa właściwości utleniające jonów manganianowych(vii). Potencjały normalne układów X 2 / 2X - (gdzie: X= Cl, Br, I) wynoszą odpowiednio: Cl 2 /2Cl - E o = 1,36 V; Br 2 /2Br - E o = 1,087 V; I 2 /2I - E o = 0,52 V i praktycznie nie zależą od ph roztworu. Zmieniając ph środowiska, można zatem selektywnie utlenić jony halogenków roztworem manganianu(vii) potasu. Reakcja - utleniania jonów halogenkowych zajdzie wówczas, gdy potencjał układu redoks MnO 4 /Mn 2+ przewyższy wartość potencjału układu X 2 /2X -. W środowisku słabo kwaśnym powinno zatem zachodzić utlenienie jedynie jonów jodkowych, w roztworze o ph ok. 3 jodkowych i bromkowych, a w roztworze silnie kwaśnym jony manganianowe (VII) MnO - 4 są w stanie utlenić również jony chlorkowe.

5 Odczynniki: 0,01 M roztwór KMnO 4 0,01 M roztwór H 2 SO 4 6 M roztwór H 2 SO 4 ( ZACHOWAJ OSTROŻNOŚĆ!!!) roztwory NaCl, KBr, KI Wykonanie Do trzech probówek, stosując probówkę skalowaną, wlać po 10cm 3 0,01M roztworu manganianu (VII) potasu, a) do każdej probówki dodać po 3 krople 0,01 M roztworu H 2 SO 4 b) sprawdzić papierkiem odczyn roztworów (5<pH<6) ; w razie konieczności dodać minimalną ilość kwasu c) do pierwszej probówki, używając probówki skalowanej, dodać 2cm 3 roztworu chlorku sodu (NaCl), d) do drugiej 2cm 3 roztworu bromku potasu (KBr), e) do trzeciej dodać 2cm 3 jodku potasu (KI). Obserwować efekt reakcji chemicznej. O zajściu reakcji redukcji jonów manganianowych(vii) świadczy odbarwienie się fioletowego roztworu manganianu(vii) potasu lub pojawienie się brunatnego zabarwienia roztworu pochodzącego od wydzielającego się jodu lub bromu. Przygotować kolejne trzy probówki zawierające po 10cm 3 0,01M roztworu manganianu(vii) potasu. a) poprzez dodanie do każdej probówki ok. 0,5-1cm 3 (skalowana pipeta Pasteura) 0,01 M roztworu kwasu siarkowego(vi) doprowadzić ph roztworu do wartości ph=3. b) dodać do każdej probówki 2 cm 3 odpowiedniego roztwór halogenku tak jak opisano powyżej (p. 1c, d, e) c) po około 5 minutach obserwować zmiany zachodzące w probówkach. 3. W kolejnych trzech probówkach umieścić po 5cm 3 0,01M roztworu manganianu(vii) potasu. W celu uzyskania ph = 0 należy dodać 3cm 3 i 4-5 kropli (skalowana pipeta Pasteura) 6M roztworu kwasu siarkowego(vi). a) do pierwszej probówki dodać 2 cm 3 roztworu KI, b) do drugiej 2 cm 3 roztworu KBr c) obie probówki odstawić i przez ok. 5 minut obserwować zachodzące zmiany.

6 d) do trzeciej probówki dodać 2 cm 3 roztworu NaCl, wymieszać i wstawić probówkę do wrzącej łaźni wodnej na około 5-10 minut obserwując zachodzące zmiany. 4. Wyniki poszczególnych doświadczeń wpisać do tabeli. Opracowanie wyników: Uzupełnić tabelę wpisując równania zachodzących reakcji w postaci cząsteczkowej i jonowej. W każdej reakcji należy wskazać utleniacz i reduktor, proces redukcji i utlenienia. Wpływ ph środowiska na właściwości utleniające KMnO 4 ph RÓWNANIA ZACHODZĄCYCH REAKCJI w postaci cząsteczkowej w postaci jonowej Obliczyć różnicę w wartościach potencjałów między poszczególnymi związkami biorącymi udział w powyższym doświadczeniu, uwzględniając odpowiednie ph środowiska reakcji. Zanalizować kolejność reakcji w oparciu o uzyskane wartości potencjału redoks. 3. Napisać wnioski w oparciu o wiedzę i spostrzeżenia z doświadczenia dotyczące przeprowadzonych reakcji. 4. Rozwiązać zadania Z.Szponar, T.Pluciński Obliczenia z chemii ogólnej i analitycznej dla biologów, Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, Gdańsk 2005 a) zad. 1a,c,e,g str. 106 b) zad. 3 str. 106 c) zad. 7 str. 107