REAKCJE SYNTEZY, ANALIZY, WYMIANY, UTLENIANIA I REDUKCJI. OKREŚLANIE ODCZYNU ROZTWORÓW

Transkrypt

1 Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki I rok, Kierunek: Chemia Budowlana Przedmiot: Chemia ogólna i nieorganiczna Typ zajęć: Laboratorium ĆWICZENIE 1 REAKCJE SYNTEZY, ANALIZY, WYMIANY, UTLENIANIA I REDUKCJI. OKREŚLANIE ODCZYNU ROZTWORÓW WPROWADZENIE 1. TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH Reakcje chemiczne to procesy, w czasie których substancje chemiczne ulegają przemianom związanym ze zrywaniem i tworzeniem wiązań chemicznych, prowadzącym do powstawania nowych substancji o odmiennych własnościach chemicznych i fizycznych. Reakcję chemiczną możemy w sposób symboliczny zapisać równaniem reakcji chemicznej. Po lewej stronie równania reakcji zapisujemy substancje ulegające reakcji (substraty), a po prawej stronie substancje powstające w wyniku reakcji (produkty). Przed symbolami bądź wzorami substancji chemicznych w równaniu reakcji umieszczane są liczby - współczynniki stechiometryczne określające stosunki w jakich poszczególne substancje biorą udział w reakcji chemicznej. Zapisując równanie reakcji posługujemy się różnymi znakami łączącymi stronę substratów i produktów posiadającymi następujące znaczenia: = wyraża stechiometrię reakcji, określa dominujący kierunek reakcji, reakcja zachodząca w obydwu kierunkach, ustalenie się stanu równowagi. Ogólnie reakcje chemiczne dzielimy na: reakcje syntezy reakcje analizy reakcje wymiany. Reakcje syntezy W reakcji syntezy dwa lub więcej atomów lub prostych cząsteczek łączy się w jedną złożoną cząsteczkę. Ogólnie reakcję taką możemy zapisać następującym równaniem: A + B Przykładami reakcji syntezy mogą być: 2Fe + 1½ O 2 Fe 2 O 3 H 2 + Cl 2 2 HCl BaO + CO 2 BaCO 3 Reakcje analizy W reakcji analizy złożona cząsteczka ulega rozpadowi na dwie lub więcej cząsteczek prostych lub atomów. Reakcję analizy możemy przedstawić ogólnym równaniem: Przykładami reakcji analizy mogą być: A C B + C 2HgO 2Hg + O 2 CaCO 3 CaO + CO 2 Reakcje wymiany (substytucji) Reakcje, w których atom lub grupa atomów należąca do cząsteczki złożonej zostaje zastąpiona przez inny atom lub grupę to reakcje wymiany. W reakcji wymiany cząsteczka złożona reaguje z inną cząsteczką złożoną lub prostą oddając jej lub wymieniając się z nią atomem lub grupą atomów w wyniku czego powstają dwie nowe cząsteczki. Reakcje wymiany dzielimy na:

2 Reakcje wymiany pojedynczej, w której dwa atomy lub cząsteczki wymieniają między sobą jedną cząsteczkę lub atom: AB + C AC + B Przykładami reakcji wymiany pojedynczej są: H 2 O + Fe FeO + H 2 SiO 2 + C Si + CO 2 Reakcje wymiany podwójnej, kiedy pomiędzy atomami lub cząsteczkami dochodzi do zamiany dwiema cząsteczkami lub atomami: AB + CD AD + CB Przykładami reakcji wymiany podwójnej mogą być reakcje: BaCl 2 + Na 2 SO 4 BaSO NaCl CH 3 Cl + H 2 O CH 3 OH + HCl Podczas uzgadniania równań reakcji chemicznych korzystamy z kilku praw, którym podlegają reakcje chemiczne, są to: - prawo zachowania masy, które mówi że masa produktów reakcji równa się masie substratów - prawo zachowania pierwiastka, które wymaga by liczba atomów poszczególnych pierwiastków jak i liczba pierwiastków nie uległa podczas reakcji zmianie - prawo zachowania ładunku, zgodnie z którym sumaryczny ładunek produktów jest równy sumarycznemu ładunkowi substratów. Reakcje bez wymiany elektronów Reakcjom chemicznym może towarzyszyć, ale nie musi, wymiana elektronów. Reakcje podczas, których substancje wymieniają ze sobą jedynie atomy, jony lub ich grupy nazywamy reakcjami bez wymiany elektronów. Do tej grupy reakcji należą między innymi: -reakcje syntezy, w których proste substancje chemiczne nie będące pierwiastkami łączą się dając substancję złożoną -reakcje rozkładu odwrotne do opisanych wyżej reakcji syntezy -reakcje wymiany podwójnej. Reakcje utleniania i redukcji Jeżeli podczas reakcji dochodzi do przeniesienia elektronów pomiędzy atomami lub jonami, w wyniku czego następuje zmiana ich stopni utlenienia, mówimy o reakcji utleniania i redukcji (reakcji redoks). Stopniem utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy ładunek elementarny jaki przypisalibyśmy atomom danego pierwiastka jeśli wszystkie wiązania w tej substancji miałyby charakter czysto jonowy. Atom, jon lub obojętną cząsteczkę przyjmującą elektrony czyli ulegającą redukcji (elektronacji) nazywamy utleniaczem. Utleniacz ulegając redukcji zmniejsza swój stopień utlenienia. Natomiast reduktor oddaje elektrony - ulega utlenieniu (dezelektronacji), zwiększając jednocześnie swój stopień utlenienia. Procesowi utleniania zawsze towarzyszy proces redukcji i odwrotnie. Rozważmy reakcję pomiędzy glinem a siarką: 2Al + 3S = Al 2 S 3 Glin przekazuje elektrony siarce w wyniku czego powstaje siarczek glinu zbudowany z jonów Al 3+ oraz S 2-. Reakcję tą możemy potraktować jako formalnie złożoną z dwóch następujących reakcji: Al Al e - S + 2e - S 2- reakcja utleniania (dezelektronacji) reakcja redukcji (elektronacji) Ponieważ liczba elektronów pobranych podczas reakcji redukcji musi być równa liczbie elektronów oddanych w reakcji utleniania powyższe reakcje nazywane reakcjami połówkowymi musimy przemnożyć przez odpowiednie współczynniki:

3 3 Al Al 3e 2 S 2e S 3 Sumując te równania otrzymamy: 3 2 2Al 2Al 6e 2Al 3S Al S 3S 6e 3S gdzie liczby nad symbolami pierwiastków wyrażają stopnie utlenienia pierwiastków. Zapisywanie reakcji połówkowych jest wygodnym sposobem bilansowania reakcji redoks. Reakcje połówkowe nie odpowiadają najczęściej rzeczywistemu mechanizmowi reakcji, dlatego dla odróżnienia od reakcji rzeczywistych do ich zapisu stosuje się znak =. Stopień utlenienia pierwiastków zapisujemy przy pomocy liczb rzymskich umieszczonych w nawiasie okrągłym za nazwą lub symbolem pierwiastka np. siarka(-ii) lub Al(III). Stopień utlenienia pierwiastków we wzorach związków zapisujemy stosując liczby rzymskie w prawym górnym indeksie (np. Al 2 III S 3 -II ) lub umieszczając liczby arabskie nad symbolem pierwiastka, jak to uczyniono w sumarycznym zapisie reakcji glinu z siarką. Reakcje utleniania i redukcji możemy podzielić na trzy grupy: - reakcje utleniania i redukcji międzycząsteczkowej, w których utleniacz i reduktor są dwiema różnymi substancjami. Przykładowe reakcje to: C + O 2 CO 2 Fe + 3HCl FeCl 3 + 1½ H 2 -reakcje dysproporcjonowania ( samoutlenienia i samoredukcji), w których atomy tego samego pierwiastka należące do jednego substancji ulegają jednocześnie utlenianiu i redukcji: 3HNO 2 HNO NO + H 2 O H 2 S 2 O 3 S + SO 2 + H 2 O - reakcje utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej, w których atomy ulegające redukcji i utlenianiu należą do tej samej cząsteczki, np. reakcja rozkładu: 2KNO 3 2KNO 2 + O 2 Przewidywanie kierunku reakcji utleniania i redukcji Kierunek zachodzenia reakcji utleniania i redukcji jesteśmy w stanie określić korzystając z szeregu potencjałów standardowych układów redoks. W szeregu tym uporządkowano potencjały standardowe różnych układów redoks, zmierzone względem potencjału standardowego ogniwa wodorowego, któremu przypisujemy potencjał równy zero. Najprostszym przykładem takiego układu redoks może być równowaga między jonami metalu Me n+ a metalem w postaci pierwiastkowej, którą wyraża reakcja redukcji: Me n+ + ne - Me W układzie składającym się z metalu zanurzonego w roztworze zawierającym jony tego metalu ustala się równowaga między jonami metalu a atomami metalu czemu towarzyszy wytworzenie pewnego potencjału pomiędzy metalem a roztworem. Układ taki nazywamy półogniwem lub elektrodą, a jego potencjał utleniająco-redukujący wyrażamy za pomocą równania Nernsta: V V RT nf ln [ ox.] [ red.] gdzie V to potencjał standardowy elektrody, R stała gazowa, T temperatura, F- stała Faradaya, n liczba elektronów biorąca udział w reakcji, [ox.] stężenie reagentów w postaci utlenionej, [red.] stężenie reagentów w postaci zredukowanej. W przypadku podanej reakcji redukcji Me n+ wyrażenie na potencjał przyjmie postać: V V n Me / Me ln [ Me Jeśli w rozpatrywanym układzie znajdą się składniki należące do dwóch układów redoks, to reakcja jaka będzie między nimi zachodzić będzie dążyła do wyrównania potencjałów pomiędzy tymi układami. W układzie o wyższym potencjale elektrochemicznym będzie zachodził proces RT nf n ] 2

4 redukcji natomiast w układzie o niższym potencjale proces utleniania. W przypadku dwóch metali, jony metalu o wyższym potencjale będą utleniały metal o niższym potencjale, np.: Cu 2+ + Fe Cu + Fe 2+ Położenie metalu w szeregu elektronapięciowym pozwala również stwierdzić, że wodór może być wypierany z roztworu wodnego przez metale o potencjale standardowym niższym od potencjału standardowej elektrody wodorowej. Nie będzie się tak działo w przypadku metali o potencjale dodatnim, a zatem wyższym od potencjału wodoru. 2. ODCZYN ROZTWORÓW WODNYCH W wyniku autodysocjacji wody, którą w prostym ujęciu możemy przedstawić jako rozpad cząsteczki wody na kationy wodorowe oraz aniony wodorotlenowe: H 2 O H + + OH - w wodzie ustala się stan równowagi pomiędzy iloczynem stężenia produktów dysocjacji: [ H ] [ OH ] K H 2 O [ H2O] Ponieważ stężenie wody jest praktycznie stałe, wyrażenie opisujące równowagę pomiędzy stężeniem jonów wodorowych oraz wodorotlenowych zapisujemy w postaci: K H ] [ OH ] K [ H ] w [ H 2O 2O gdzie K w naosi nazwę iloczynu jonowego wody. W czystej wodzie w temperaturze 25 C wartość iloczynu jonowego wody wynosi 1-14 a stężenia jonów H + oraz OH - są równe i wynoszą 1-7 mol/l. Jeżeli do roztworu wodnego wprowadzimy mocny kwasu w takiej ilości, że jego stężenie osiągnie,1 mol/l, to w wyniku jego dysocjacji w roztworze pojawią się jony H + w stężeniu równym stężeniu kwasu [H + ]=c kwasu. Pojawienie się jonów wodorowych spowoduje przesunięcie stanu równowagi dysocjacji wody, w wyniku czego stężenie jonów OH - odpowiednio się zmniejszy: K w [ OH [ H ] ] [ OH K [ H w ] ] [ mol / l] 1 13 [ mol / l] Łatwo zauważyć, że zazwyczaj przynajmniej jedno ze stężeń [H + ] lub [OH - ] będzie wyrażone bardzo małą liczbą. Z tej przyczyny wprowadzona została logarytmiczna miara stężeń, w której posługujemy się wykładnikami stężeń jonów lub cząsteczek. Do wyrażenia stężenia jonów wodorowych, czyli kwasowości roztworu, posługujemy się wielkością ph, która jest zdefiniowana jako ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych: ph=-log[h + ] W analogiczny sposób zdefiniowano wielkość poh, która wyraża stężenie jonów OH - : poh=-log[oh - ]. Ze względu na wygodę w wielu obliczeniach, stałe równowag w roztworach wodnych również podaje się w postaci ujemnego logarytmu. Wielkości takie oznaczamy symbolem stałej poprzedzonym małą literą p, jak na przykład ujemny logarytm z iloczynu jonowego wody pk w. Zależność pomiędzy ujemnym logarytmem iloczynu jonowego wody pk w a ph oraz poh jest następująca: pk w =ph + poh W temperaturze 25 C suma ph i poh wynosi 14. W czystej wodzie (środowisko obojętne) ph=poh=7, natomiast w środowisku kwaśnym ph<7, a w środowisku zasadowym ph>14. Kwasowość środowiska ma wpływ na szereg równowag występujących w roztworach wodnych, a poprzez to wpływa na przebieg wielu reakcji i procesów wykorzystywanych i obserwowanych w chemii. Metody wyznaczania ph możemy podzielić na kolorymetryczne i potencjometryczne. Metody kolorymetryczne oparte są na własności posiadanej przez pewne związki organiczne będące słabymi kwasami bądź zasadami, polegającej na posiadaniu przez te związki innej barwy w

5 formie cząsteczkowej i w formie zdysocjowanej. Związki te noszą nazwę wskaźników kwasowozasadowych (indykatorów). Weźmy jako przykład słaby kwas będący wskaźnikiem, który ulega dysocjacji zgodnie z równaniem: HInd H + + Ind - barwa I barwa II Równowaga dysocjacji tego kwasu będzie opisana równaniem: [ H ] [ Ind ] K Ind [ HInd ] Wypadkowa barwa roztworu będzie zależeć od stosunku stężeń formy zdysocjowanej do formy niezdysocjowanej wskaźnika. Jeżeli do roztworu zawierającego wskaźnik wprowadzimy pewną ilość kwasu, czyli zwiększymy stężenie [H + ], to równowaga dysocjacji wskaźnika przesunie się w lewo, w stronę wzrostu stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Tym samym barwę roztworu będą nadawały cząsteczki niezdysocjowane. W odwrotnym przypadku, jeśli do roztworu dodamy zasady, wzrośnie stopień dysocjacji wskaźnika i roztwór przybierze kolor zdysocjowanej formy wskaźnika Ind -. Dla pewnego zakresu wartości ph roztworu, stężenia formy zdysocjowaniej i niezdysocjowanej będą podobne, a barwa roztworu będzie pośrednia pomiędzy kolorem HInd i Ind -. Przedział ten nazywamy zakresem zmiany barwy wskaźnika. Dla ph poniżej tego zakresu wskaźnik będący słabym kwasem przybiera barwę formy niezdysocjowanej, powyżej barwę formy zdysocjowanej. Analogiczne rozważania można przeprowadzić dla wskaźnika będącego słabą zasadą, która dysocjuje zgodnie z równaniem: IndOH Ind + + OH - Zakres zmiany barwy zależy od wskaźnika i wynosi zazwyczaj 1,5 2 jednostek ph. Z tego wynika, że przy pomocy wskaźników jesteśmy w stanie określić ph roztworu z dokładnością ±1 jednostki ph. W tabeli zamieszczono kilka bardziej popularnych wskaźników kwasowo-zasadowych wraz z ich zakresem zmiany barwy. Stosując odpowiednio dobrany zestaw wskaźników jesteśmy w stanie wyznaczyć ph roztworu z dokładnością wystarczającą do wielu celów. Tabela. Wybrane wskaźniki kwasowo-zasadowe Wskaźnik Zakres zmiany Barwa w roztworze barwy ph<dolny zakres ph ph>górny zakres ph oranż metylowy 3,1-4,4 czerwona żółta lakmus 5,-8, czerwona niebieska błękit bromotymolowy 6,-7,6 żółta niebieska fenoloftaleina bezbarwna purpurowa Możliwość dokładniejszego pomiaru wartości ph oferują metody potencjometryczne. Metody te wykorzystują fakt, że potencjał niektórych elektrod zależy o kwasowości roztworu, czyli od stężenia jonów H +. Mierząc wielkość siły elektromotorycznej SEM ogniwa zbudowanego np. z elektrody wodorowej (Pt H 2(g),H + (roztwór)) oraz elektrody odniesienia jaką zwykle jest elektroda kalomelowa (Hg Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 Cl 2(roztw. nas.) ) jesteśmy w stanie określić stężenie jonów H +. Korzystając z wzoru Nernsta możemy podać zależność SEM takiego ogniwa od stężenia H + : a stąd: E=const -,5915 log([h + ]) ph E const,5915 log([ H Ze względu na wygodę, zamiast opisanego ogniwa zawierającego elektrodę wodorową, w przyrządach do pomiaru ph (pehametrach) stosuje się kombinowaną elektrodę, która jest ogniwem zbudowanym z elektrody szklanej zintegrowanej z elektrodą kalomelową. Zależność napięcia kombinowanej elektrody szklanej opisana jest takim samym wzorem jak dla ogniwa składającego się z elektrody wodorowej, a różni się od niej jedynie wartością stałej. Wartość tej stałej wyznaczamy podczas kalibracji elektrody, polegającej na pomiarach jej napięcia w dwóch roztworach o znanym ph. Metody potencjometryczne pozwalają na pomiar ph z dokładnością do,1. ])

6 WYKONANIE ĆWICZENIA Zadanie 1. Reakcja syntezy ZnS blaszka stalowa palnik gazowy szczypce szpatułka cynk metaliczny, proszek siarka sproszkowana Sproszkowany cynk zmieszany z siarką w stosunku wagowym Zn : S = 2 : 1 w ilości ok.,5 g podgrzać na blaszce stalowej trzymanej w szczypcach w płomieniu palnika gazowego pod wyciągiem. Należy zachować ostrożność, gdyż po zainicjowaniu reakcji proces przebiega samorzutnie z wydzielaniem ciepła. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: Zn + S = ZnS Przykład liczbowy: Oblicz ile moli cynku potrzeba do otrzymania 38,2 g ZnS. Zadanie 2. Synteza MgO. blaszki stalowa palnik gazowy wiórki magnezowe Na płytce żelaznej umieszczamy szczyptę wiórek magnezowych (ok.,5 g) i ogrzewamy pod wyciągiem (Uwaga : reakcja jest silnie egzotermiczna!). Podczas reakcji tworzy się tlenek magnezu. Mg + ½ O 2 = MgO Przykład liczbowy: Oblicz jaka objętość powietrza (war. normalne, zaw. 2% O 2 ) jest potrzebna do spalenia 1 moli Mg. Zadanie 3. Reakcja rozkładu manganianu(vii) potasu (KMnO 4 ). suche probówki w statywie palnik gazowy łuczywo uchwyt na probówkę krystaliczny KMnO 4

7 Do suchej probówki wsypujemy ok.,5 g krystalicznego KMnO 4. Podgrzewamy zawartość probówki nad palnikiem. Tlącym się łuczywem wprowadzonym do probówki sprawdzamy wydzielanie się tlenu. Po całkowitym wyprażeniu zawartości i po ostudzeniu probówki dodajemy wody destylowanej. Porównać zabarwienie otrzymanego roztworu z zabarwieniem roztworu KMnO 4. Opisana reakcja przebiega wg równania: 2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Przykład liczbowy: Oblicz jaka objętość tlenu w przeliczeniu na warunki normalne, powstanie podczas rozkładu 5 g KMnO 4. Zadanie 4. Wypieranie wodoru z kwasów. statyw z probówkami (pod wyciągiem) 3M kwas: HCl opiłki cynku, żelaza, miedzi Opis ćwiczenia. Do trzech probówek wlewamy po 1 cm 3 3M HCl. Do probówek wsypujemy kolejno opiłki metali. Obserwujemy zachodzące reakcje. Sprawdzamy palność tworzącego się gazu. W tym celu zatkać palcem wylot probówki i po pewnym czasie zebrany w probówce gaz zapalić palącą się zapałką. Wyniki obserwacji zamieszczamy w tabeli. Przykład liczbowy: Obliczyć masę glinu potrzebną do otrzymania 44,8 dm 3 normalne). wodoru (warunki Zadanie 5. Otrzymywanie CO 2. kolba szklana, krystaliczny CaCO 3, 1 M HCl Do kolby wkładamy kilka kawałków CaCO 3 i dodajemy ok. 1 cm 3 rozkładu węglanu wapnia i tworzenia kwasu węglowego (w tabeli). HCl. Podaj równania reakcji Przykład liczbowy: Oblicz ilość gramów 1 % roztworu kwasu solnego potrzebną do całkowitego rozłożenia 1g CaCO 3. Zadanie 6. Reakcja miedzi ze stężonym kwasem azotowym(v). statyw z probówkami (pod wyciągiem). stężony kwas HNO 3 pręt lub blaszka miedziana

8 Opis ćwiczenia. Uwaga! Zachować szczególną ostrożność przy wykonywaniu ćwiczenia ze względu na żrące działanie kwasu i trujące działanie tlenków azotu. Do probówki wlewamy 1 cm 3 stężonego HNO 3 Obserwujemy zachodzącą reakcję. wkładamy oczyszczoną blaszkę miedzianą. Uzgodnij reakcję redoks: Cu + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O i zapisz elementarne procesy utleniania i redukcji, wskaż utleniacz i reduktor. Zadanie 7. Utleniające właściwości manganianu(vii) potasu statyw z probówkami roztwory: KMnO 4, H 2 SO 4, NaOH,Na 2 SO 3 Opis ćwiczenia. Do trzech probówek nalewamy po 2 cm 3 roztworu Na 2 SO 3. Do pierwszej probówki dodajemy 2 krople KMnO 4. Do drugiej probówki dodajemy 1 cm 3 rozcieńczonego NaOH i 2 krople KMnO 4. Do trzeciej probówki dodajemy 1 cm 3 rozcieńczonego H 2 SO 4 i 2 krople KMnO 4. Obserwujemy zmiany barwy KMnO 4 w każdej z probówek. Zadanie 8. Stężenie jonów wodorowych i wskaźniki ph 2 zlewki (1 cm 3 ), cylinder miarowy (1 cm 3 ) 6 probówek w statywie,1 M HCl,,1 M NaOH Woda destylowana Fenoloftaleina, błękit bromotymolowy, papierki uniwersalne Przygotuj po około 2 cm 3 roztworów HCl i NaOH przez dziesięciokrotne rozcieńczenie roztworu,1 M. Korzystając z tak otrzymanych roztworów,1m, przygotuj, przez ich dziesięciokrotne rozcieńczenie, po ok. 2 cm 3 kolejnych roztworów o stężeniu,1 M. Do sporządzenia roztworów używaj wody destylowanej. W statywie umieść 8 czystych probówek. Do probówek wprowadź po ok. 5 cm 3 : do dwóch -,1 M roztworu HCl, do kolejnych dwóch,1 M HCl, do następnych dwóch,1 M NaOH i wreszcie do dwóch ostatnich,1 M NaOH. Zbadaj, jaką barwę ma papierek uniwersalny zanurzony w każdym z roztworów. Następnie dodaj do jednej probówki z każdej pary jedną, dwie krople fenoloftaleiny, a do drugiej dwie krople błękitu bromotymolowego. Zaobserwuj barwy roztworów. Oblicz ph otrzymanych roztworów. Przykład liczbowy. 1, g KOH rozpuszczono w zlewce tak, że objętość otrzymanego roztworu wynosiła 2 cm 3. Oblicz ph otrzymanego roztworu.

9 Wzór sprawozdania: W sprawozdaniu należy umieścić wyniki w tabelkach, dla każdego zadania. Przykład Zadanie 1. Reakcja syntezy ZnS Obserwacje: Reakcje: Wnioski: Przykład Zadanie 4. Wypieranie wodoru z kwasów. Nr Przebieg reakcji Obserwacje Wnioski 1. Zn + HCl = 2. Fe + HCl = 3. Cu + HCl =