Elektrochemia i reakcje redoks

Transkrypt

1 Do doświadczeń stosować suche szkło i sprzęt laboratoryjny. Po użyciu szkło i sprzęt laboratoryjny należy wstępnie opłukać, a po zakończonych eksperymentach dokładnie umyć (przy użyciu detergentów) i pozostawić w koszach metalowych do wysuszenia. Tryskawki należy uzupełniać ZAWSZE wodą destylowaną. Wszystkie uwagi i spostrzeżenia zapisywać w dzienniku laboratoryjnym. 1. Redukcja anionu manganianu(vii) anionami fluorowców (ph 5-6) Do trzech probówek wlać po 4 cm 3 wody i dodając kroplami 0,01 M roztwór kwasu siarkowego(vi) doprowadzić ph roztworów do wartości 5-6 (wobec papierka wskaźnikowego). Następnie do każdej probówki dodać 1 cm 3 0,025 M roztworu manganianu(vii) potasu, a potem do pierwszej 0,5 cm 3 0,5 M roztworu chlorku sodu, do drugiej bromku potasu, a do trzeciej taką samą ilość jodku potasu. Obserwować zachodzące w probówkach zmiany (zanik fioletowego zabarwienia roztworu oraz pojawienie się zabarwienia pochodzącego od wydzielającego się bromu lub jodu). 2. Redukcja anionu manganianu(vii) anionami fluorowców (ph = 3) Do trzech probówek wlać po 3,5 cm 3 wody i około 0,5 cm 3 0,01 M roztworu kwasu siarkowego(vi) doprowadzając ph roztworów do wartości 3 (wobec papierka wskaźnikowego). Następnie do każdej probówki dodać 1 cm 3 0,025 M roztworu manganianu(vii) potasu, a potem do pierwszej pół cm 3 0,5 M roztworu chlorku sodu, do drugiej bromku potasu, a do trzeciej ta samą ilość jodku potasu. Obserwować zachodzące w probówkach zmiany. 3. Redukcja anionu manganianu(vii) anionami fluorowców (ph = 0) Do trzech probówek wlać po 3 cm 3 wody i około 1 cm 3 4 M roztworu kwasu siarkowego(vi) doprowadzając ph roztworów do wartości bliskiej 0 (wobec papierka wskaźnikowego). Następnie do każdej probówki dodać 1 cm 3 0,025 M roztworu manganianu(vii) potasu, a potem do pierwszej 0,5 cm 3 0,5 M roztworu chlorku sodu, do drugiej bromku potasu, a do trzeciej taka samą ilość jodku potasu. Obserwować zachodzące w probówkach zmiany. 4. Wypieranie miedzi z roztworów jej soli przez żelazo Do dwóch probówek wlać jednakowe ilości roztworu siarczanu(vi) miedzi(ii). Do jednej z nich dodawać stężony roztwór amoniaku, aż do momentu rozpuszczenia wytrącającego się początkowo osadu, drugi roztwór pozostawić bez zmian. Do obu probówek wrzucić oczyszczony w 2 M kwasie solnym i przepłukany wodą drut żelazny. Po 10 minutach porównać wygląd drutu w obu probówkach. Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 1

2 5. Porównanie aktywności chemicznej metali Przygotować w probówkach roztwory następujących soli: azotanu(v) ołowiu(ii), azotanu(v) niklu(ii), azotanu(v) miedzi(ii) i azotanu(v) srebra(i). Roztwory otrzymać rozpuszczając szczyptę odpowiedniej soli w kilku cm 3 wody. Do każdej probówki dodać kawałek cynku, przemytego uprzednio 2 M roztworem HCl i opłukanego wodą. Probówki odstawić na 20 minut. Powtórzyć operacje, wrzucając do każdej z probówek kawałek oczyszczonego w 2 M roztworze kwasu azotowego(v) i przemytego wodą druta miedzianego. Zaobserwować, w których przypadkach zachodzą zmiany wypieranie metali z soli. 6. Reakcja metali z wodą, wodorotlenkiem sodu i kwasem solnym W celu oczyszczenia, magnez i cynk na kilka sekund zanurzyć w 2 M roztworze kwasu solnego i opukać w wodzie, glin oczyścić w 6 M roztworze HCl i bez spłukiwania natychmiast użyć go do reakcji (pasywna warstwa tlenku glinu tworzy się bardzo szybko). Miedź, żelazo, ołów i cynę można oczyścić papierem ściernym. Do probówek wlać po 5 cm 3 wody, do każdej z nich wrzucić odpowiednio oczyszczony metal (magnez, cynk, glin, miedź, żelazo, ołów lub cynę) i obserwować przebieg procesu roztwarzania. Probówki, w których zmiany nie są widoczne ogrzać do wrzenia. Dodatkowo przeprowadzić roztwarzanie metali nieaktywnych w zimnej wodzie (oczyszczanych jak poprzednio) w 5 cm 3 6M roztworach NaOH i HCl. 7. Zależność procesu utlenienia i redukcji od środowiska reakcji Do trzech zlewek o pojemności 50 cm 3 nalać po około 2 cm 3 0,1 M roztworu siarczanu(iv) sodu. Roztwór w pierwszej zlewce zakwasić 2 M roztworem kwasu siarkowego(vi), drugi zalkalizować 4 M roztworem NaOH, trzecią zlewkę pozostawić bez zmian. Następnie do każdej zlewki dodawać kroplami, mieszając, 0,1 M roztwór KMnO 4. Obserwować zachodzące zmiany. 8. Reakcje, w których utleniacz lub reduktor pełni rolę środowiska (pod dygestorium) a) utlenianie chlorowodoru Do probówki wsypać szczyptę sproszkowanego tlenku ołowiu(iv), dodać kilka kropli stężonego roztworu HCl i probówkę ostrożnie rozgrzać w płomieniu palnika. Wydzielający się w reakcji chlor zidentyfikować po zabarwieniu papierka jodoskrobiowego przyłożonego do wylotu probówki. b) redukcja kwasu azotowego(v) Do probówki wlać kilka cm 3 2 M roztworu HNO 3, wrzucić opiłki miedziane i całość lekko ogrzać. Obserwować przebieg reakcji zwracając uwagę na barwę wydzielającego się gazu i zmianę barwy roztworu. Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 2

3 9. Utleniająco-redukujące właściwości anionu azotanowego(iii) a) utlenianie jonów jodkowych Do probówki wlać kilka cm 3 0,1 M roztworu jodku potasu, zakwasić 2 M roztworem H 2 SO 4 i dodać szczyptę stałego NaNO 2. Do otrzymanego roztworu dodać kilka kropli skrobi i obserwować zabarwienie roztworu. b) redukcja anionu manganianowego(vii) Do probówki wlać kilka cm 3 0,1 M roztworu KMnO 4 zakwaszonego 2 M H 2 SO 4. Następnie do tego roztworu dodać szczyptę stałego azotanu(iii) sodu. Zaobserwować zmianę barwy roztworu. 10. Elektroliza roztworu siarczanu(vi) sodu (POKAZ) Napełnić całkowicie elektrolizer Hoffmana (najlepiej z elektrodami platynowymi) 0,5 M roztworem siarczanu(vi) sodu z dodatkiem błękitu bromotymolowego. Aparat połączyć ze źródłem prądu stałego i ustalić napięcie elektrolizy na około 10 V. Proces prowadzić przez 5 minut przy otwartych kranach (dla nasycenia roztworu anodowego stosunkowo dobrze rozpuszczalnym w wodzie tlenem wodór rozpuszcza się znacznie gorzej). Następnie zamknąć krany i kontynuować elektrolizę przez dalsze 10 minut, zwracając uwagę na objętość gazów widzialnych na elektrodach. Gaz z przestrzeni katodowej zebrać do odwróconej do góry dnem probówki, a następnie do wylotu probówki zbliżyć żarzące się łuczywko. Podobnie postąpić z gazem z przestrzeni anodowej. PRZYKŁADOWE PYTANIA I ZAGADNIENIA 1. Obliczyć SEM ogniwa zbudowanego z płytki srebrnej zanurzonej w roztworze azotanu(v) srebra i płytki żelaznej zanurzonej w roztworze siarczanu(vi) żelaza(ii), jeżeli potencjał standardowy elektrody srebrnej E 0 Ag+/Ag = = +0,8 V, a potencjał standardowy elektrody żelaznej E 0 Fe2+/Fe = -0,44 V. Zapisać schemat tego ogniwa, wskazać anodę i katodę oraz napisać równania procesów elektrodowych. 2. Zbudowano ogniwo składające się z płytki magnezowej zanurzonej w 1 M roztworze Mg(NO 3 ) 2 i płytki srebrnej zanurzonej w 0,5 M roztworze AgNO 3. Oba półogniwa połączono kluczem elektrolitycznym zawierającym roztwór KNO 3. Określić, która elektroda jest anodą, a która katodą. Napisać równania reakcji elektrodowych i sumaryczne równanie reakcji. 3. Na podstawie wartości potencjałów określić, czy możliwy jest samorzutny proces utleniania jonów Br - przez jony Fe 3+. E 0 Br2/Br- = 1,07 V, E 0 Fe2+/Fe3+ = 0,77 V. 4. Na podstawie położenia pierwiastka w szeregu elektrochemicznym metali, określić czy bizmut może wyprzeć gazowy wodór z roztworu kwasu solnego. E 0 Bi/Bi2+ = 0,20 V, E 0 H2/H+ = 0,00 V. 5. SEM pewnego ogniwa w warunkach standardowych wynosi 2,46V. Elektrodę dodatnią w tym ogniwie stanowi srebro. Określić, z jakiego metalu została wykonana elektroda ujemna, przedstawić schemat tego ogniwa oraz napisać Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 3

4 równania reakcji przebiegających na jego elektrodach. E 0 Ag/Ag+ = 0,8 V, E 0 Al/Al3+ = 1,66 V. 6. Przewidzieć produkty elektrolizy (elektrody grafitowe) wodnych roztworów następujących soli: a) KBr, b) AgNO 3, c) MgSO 4, Napisać odpowiednie reakcje elektrodowe. 7. Podać zbilansowane równania redoks na podstawie poniższych schematów ogniw: a) A( ) Mn (s) Mn 2+ (aq) Cd 2+ (aq) Cd (s) K(+) b) A( ) Fe (s) Fe 2+ (aq) NO 3 (aq) NO (g) / Pt (s) K(+) 8. Na podstawie poniższych reakcji redoks podać schemat ogniwa: a) Al (s) + Cr 3+ (aq) Al 3+ (aq) + Cr (s) b) Cu 2+ (aq) + SO 2(g) + 2 H 2 O (l) Cu (s) + SO 4 (aq) + 4 H + (aq) 9. W jakim środowisku reakcja: AsO I 2 + = AsO I - + będzie przebiegać w stronę prawą, a w jakim w stronę lewą. 10. Jaki wpływ na środowisko ma przebieg reakcji redoks. 11. Wyjaśnić na czym polegają reakcje dysproporcjonacji oraz reakcje synproporcjonacji. 12. Czy utleniacz bądź reduktor może pełnić rolę również środowiska reakcji. 13. Podać przykłady związków mogących pełnić rolę zarówno utleniacza jak i reduktora. Poprzeć przykłady równaniami reakcji. 14. Napisać trzy reakcje, w których zachodzi wewnątrzcząsteczkowy proces utleniająco-redukujący. 15. Zbilansować każdą poniższą reakcję i obliczyć potencjał ogniwa podając, czy reakcja zajdzie spontanicznie: a) Ag (s) + Cu 2+ (aq) Ag + (aq) + Cu (s) b) Cd (s) + Cr 2 O 7 (aq) Cd 2+ (aq) + Cr 3+ (aq) c) Ni 2+ (aq) + Pb (s) Ni (s) + Pb 2+ (aq) d) Cu + (aq) + PbO 2(s) + SO 4 (aq) PbSO 4(s) + Cu 2+ (aq) [środowisko kwasowe] e) H 2 O 2(aq) + Ni 2+ (aq) O 2(g) + Ni (s) [środowisko kwasowe] f) MnO 2(s) + Ag + (aq) MnO 4 (aq) + Ag (s) [środowisko zasadowe] 16. Obliczyć stopnie utlenienia pierwiastków w następujących związkach i jonach: Ca(NO 3 ) 2, NH 3, HNO 2, NaClO, K 2 MnO 4, H 2 O 2, NaClO 4, K 2 CrO 4, Al 2 (SO 4 ) 3, NH 4 NO 3, Cr 2 O 7, CO 3, H 2 PO 4, IO 3, Zn(OH) 4, ClO 3, AsO 4 3, MnO Dobrać współczynniki stechiometryczne w równaniach reakcji: 1) PbO 2 + HBr = PbBr 2 + Br 2 + H 2 O 2) KClO 3 + P + S = KCl + P 2 O 5 + SO 2 3) CuS + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O 4) MnO 2 + KClO 3 + KOH = K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O 5) K 2 Cr 2 O 7 + KBr + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 6) KMnO 4 + HCl + H 2 SO 4 = MnSO 4 + Cl 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 7) K 2 Cr 2 O 7 + C + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + CO 2 + K 2 SO 4 + H 2 O 8) KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 = MnSO 4 + S + K 2 SO 4 + H 2 O 9) FeSO 4 + HIO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 10) KMnO 4 + Cr 2 O 3 + KOH = MnO 2 + K 2 CrO 4 + H 2 O 11) MnSO 4 + PbO 2 + HNO 3 = HMnO 4 + PbSO 4 + Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O 12) Ca 3 (PO 4 ) 2 + C + SiO 2 = P 4 + CO + CaSiO 3 13) KI + HNO 3 = I 2 + NO + KNO 3 + H 2 O Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 4

5 PROPONOWANA LITERATURA Elektrochemia i reakcje redoks 1. J. D. Lee Zwięzła chemia nieorganiczna 2. P.W. Atkins Podstawy chemii fizycznej 3. L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna 4. L. Pajdowski Chemia ogólna 5. M. J. Sienko, R. A. Plane Chemia. Podstawy i zastosowania 6. T. Kędryna Chemia ogólna z elementami biochemii Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 5