Elektrochemia i reakcje redoks

Elektrochemia i reakcje redoks
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 cm3 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 cm3 0,025 M roztworu
manganianu(VII) potasu, a potem do pierwszej 0,5 cm3 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 cm3 wody i około 0,5 cm3 0,01 M roztworu kwasu
siarkowego(VI) doprowadzając pH roztworów do wartości 3 (wobec papierka
wskaźnikowego). Następnie do każdej probówki dodać 1 cm3 0,025 M roztworu
manganianu(VII) potasu, a potem do pierwszej pół cm3 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 cm3 wody i około 1 cm3 4 M roztworu kwasu
siarkowego(VI) doprowadzając pH roztworów do wartości bliskiej 0 (wobec
papierka wskaźnikowego). Następnie do każdej probówki dodać 1 cm3 0,025 M
roztworu manganianu(VII) potasu, a potem do pierwszej 0,5 cm3 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.
ELEKTROCHEMIA I REAKCJE REDOKS – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016
1
Elektrochemia i reakcje redoks
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 cm3 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 cm3 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 cm3
6M roztworach NaOH i HCl.
7. Zależność procesu utlenienia i redukcji od środowiska reakcji
Do trzech zlewek o pojemności 50 cm3 nalać po około 2 cm3 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 KMnO4. 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 cm3 2 M roztworu HNO3, wrzucić opiłki miedziane i
całość lekko ogrzać. Obserwować przebieg reakcji zwracając uwagę na barwę
wydzielającego się gazu i zmianę barwy roztworu.
ELEKTROCHEMIA I REAKCJE REDOKS – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016
2
Elektrochemia i reakcje redoks
9. Utleniająco-redukujące właściwości anionu azotanowego(III)
a) utlenianie jonów jodkowych
Do probówki wlać kilka cm3 0,1 M roztworu jodku potasu, zakwasić 2 M
roztworem H2SO4 i dodać szczyptę stałego NaNO2. Do otrzymanego roztworu
dodać kilka kropli skrobi i obserwować zabarwienie roztworu.
b) redukcja anionu manganianowego(VII)
Do probówki wlać kilka cm3 0,1 M roztworu KMnO4 zakwaszonego 2 M H2SO4.
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 E0Ag+/Ag = = +0,8 V, a
potencjał standardowy elektrody żelaznej E0Fe2+/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(NO3)2 i płytki srebrnej zanurzonej w 0,5 M roztworze AgNO3. Oba
półogniwa połączono kluczem elektrolitycznym zawierającym roztwór KNO3.
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 Fe3+. E0Br2/Br- = 1,07 V, E0Fe2+/Fe3+ = 0,77 V.
4. Na podstawie położenia pierwiastka w szeregu elektrochemicznym metali,
określić czy bizmut może wyprzeć gazowy wodór z roztworu kwasu solnego.
E0Bi/Bi2+ = 0,20 V, E0H2/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
ELEKTROCHEMIA I REAKCJE REDOKS – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016
3
Elektrochemia i reakcje redoks
równania reakcji przebiegających na jego elektrodach. E0Ag/Ag+ = 0,8 V, E0Al/Al3+ =
1,66 V.
6. Przewidzieć produkty elektrolizy (elektrody grafitowe) wodnych roztworów
następujących soli: a) KBr, b) AgNO3, c) MgSO4, Napisać odpowiednie reakcje
elektrodowe.
7. Podać zbilansowane równania redoks na podstawie poniższych schematów
ogniw:
a) A()
Mn(s) | Mn2+(aq)  Cd2+(aq) | Cd(s)
K(+)
b) A()
Fe(s) | Fe2+(aq)  NO3(aq) | NO(g) / Pt(s)
K(+)
8. Na podstawie poniższych reakcji redoks podać schemat ogniwa:
a) Al(s) + Cr3+(aq)  Al3+(aq) + Cr(s)
b) Cu2+(aq) + SO2(g) + 2 H2O(l)  Cu(s) + SO42(aq) + 4 H+(aq)
9. W jakim środowisku reakcja: AsO2- + I2 + … = AsO43- + 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) + Cu2+(aq)  Ag+(aq) + Cu(s)
b) Cd(s) + Cr2O72(aq)  Cd2+(aq) + Cr3+(aq)
c) Ni2+(aq) + Pb(s)  Ni(s) + Pb2+(aq)
d) Cu+(aq) + PbO2(s) + SO42(aq)  PbSO4(s) + Cu2+(aq) [środowisko kwasowe]
e) H2O2(aq) + Ni2+(aq)  O2(g) + Ni(s) [środowisko kwasowe]
f) MnO2(s) + Ag+(aq)  MnO4(aq) + Ag(s) [środowisko zasadowe]
16. Obliczyć stopnie utlenienia pierwiastków w następujących związkach i jonach:
Ca(NO3)2, NH3, HNO2, NaClO, K2MnO4, H2O2, NaClO4, K2CrO4, Al2(SO4)3,
NH4NO3, Cr2O7 2, CO32, H2PO4, IO3, Zn(OH)42, ClO3, AsO43, MnO42.
17. Dobrać współczynniki stechiometryczne w równaniach reakcji:
1) PbO2 + HBr = PbBr2 + Br2 + H2O
2) KClO3 + P + S = KCl + P2O5 + SO2
3) CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O
4) MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + H2O
5) K2Cr2O7 + KBr + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + Br2 + K2SO4 + H2O
6) KMnO4 + HCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + H2O
7) K2Cr2O7 + C + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + SO2 + CO2 + K2SO4 + H2O
8) KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
9) FeSO4 + HIO3 + H2SO4 = I2 + Fe2(SO4)3 + H2O
10) KMnO4 + Cr2O3 + KOH = MnO2 + K2CrO4 + H2O
11) MnSO4 + PbO2 + HNO3 = HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
12) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 = P4 + CO + CaSiO3
13) KI + HNO3 = I2 + NO + KNO3 + H2O
ELEKTROCHEMIA I REAKCJE REDOKS – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016
4
Elektrochemia i reakcje redoks
PROPONOWANA LITERATURA
1.
2.
3.
4.
5.
6.
J. D. Lee – Zwięzła chemia nieorganiczna
P.W. Atkins – Podstawy chemii fizycznej
L. Jones, P. Atkins – Chemia ogólna
L. Pajdowski – Chemia ogólna
M. J. Sienko, R. A. Plane – Chemia. Podstawy i zastosowania
T. Kędryna – Chemia ogólna z elementami biochemii
ELEKTROCHEMIA I REAKCJE REDOKS – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016
5