Поместите 5 – 6 капель раствора йодида калия в пробирку и добавьте 2 – 3 капли серной кислоты. Внесите 1 – 2 капли пероксида водорода и наблюдайте изменение окраски вследствие выделения йода. Определите окислительный эквивалент пероксида водорода. Будет ли эта величина совпадать с его восстановительным эквивалентом? Ответ мотивируйте.

Обработка результатов эксперимента.

Составьте уравнения проведенных окислительно-восстановительных реакций, используя для окислительно-восстановительных процессов, протекающих в растворах, метод полуреакций, а для остальных — метод электронного баланса. Отметьте цвет исходных растворов и образовавшихся продуктов, а также выделение газов и выпадение осадков.

Контрольные вопросы

1. Перечислите основные правила для определения степеней окисления.

2. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

3. На какие типы подразделяются окислительно-восстановительные реакции?

4. Какие вещества называются окислителями?

5. Какие вещества называются восстановителями?

6. Определите, какие из веществ, с которыми вы встретились в данной работе, могут являться: а) только восстановителям; б) только окислителями; в) и окислителями, и восстановителями.

7. Определите, к какому типу реакций относятся те, с которыми вы встретились в данной работе.

8. Закончите уравнения реакций:

KBr + PbO₂ + HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Br₂ + …

HNO₃ + Ca = NH₄NO₃ + …

PbS + HNO₃ = S + NO …

9. Закончите уравнения реакций и вычислите эквиваленты окислителей:

(NH₄)₂CrO₄ ® N₂+…;

FeSO₄ + HNO₃ ® NO₂ + …;

K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + …

10. Расставьте степени окисления и коэффициенты в реакциях:

SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® SnCl₄ + Sn(SO₄)₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

P₄ + Sr(OH)₂ ® PH₃ + Sr(H₂PO₂)₂ + H₂O;

А l + НClO₃ ® А l С l₃ + А l(С l О₃)₃ + Н₂О;

H₂O₂+Mn₃O₄+H₂SO₄ ® O₂+MnSO₄+H₂O

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂O ® K₂SO₄ + MnO₂ + Fe(OH)SO₄ + [(Fe(OH)₂]₂SO₄.

Рекомендуемая литература

1.   Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1999.

2.   Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1998.

3.   Краткий справочник физико-химических величин./Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. - Л.: Химия, 1983.

4. Справочник химика / под. ред. Б.П. Никольского. – В 7 томах // 2-е изд. перераб. и доп. - М. - Л.: Химия 1978, - 392 с.

5. Химическая энциклопедия / под. ред. И.Л. Кнунянца. // в 5 томах. - М.: Советская Энциклопедия, 1988.

6. Золотов, Ю.А. Основы аналитической химии [Текст] / Ю.А. Золотов, В.И. Дорохова // В 2 т. - М.: Высш. шк., 1999.

7. Кельнер, Р. Аналитическая химия. Проблемы и подходы. [Текст] / Р. Кельнер, Х.-М. Мерме, М. Отто, Г.М. Дидлер // Т.1. - М.: Мир, АСТ, 2004, - 608 с.

8. Кельнер, Р. Аналитическая химия. Проблемы и подходы. [Текст] / Р. Кельнер, Х.-М. Мерме, М. Отто, Г.М. Дидлер // Т.2. – М.: Мир, АСТ, 2004, - 728 с.

9. Лурье, Ю.Ю. - Справочник по аналитической химии [Текст] / Ю.Ю. Лурье // 6-е изд. перераб. и доп. – М.: Химия, 1989, - 448 с.

10. Марченко З. Методы спектроскопии в УФ и видимой областях в неорганическом анализе [Текст] / З. Марченко, М. Бальцежак. – М.: Бином. Лаборатроия знаний. – 2007, – 712с.

11. Отто М. Современные методы в аналитической химии [Текст]. / М. Отто, пер. с нем. под ред. А.В. Гармаша. // 2-е изд. исп. – М.: Техносфера, 2006, – 544с.

12. Электроаналитические методы: теория и практика [Текст] / под. ред. Ф. Шольца, пер. с англ. под. ред. В.Н. Майстренко. – М.: Бином. Лаборатория знаний. – 2006, – 326с.

Общие требования к составлению отчета по лабораторным работам

Отчет оформляется студентами индивидуально с учетом задания. Он должен быть составлен аккуратно, грамотно с последовательным изложением материала. Графики выполняются на миллиметровой бумаге, подписываются, указывается их номер (рис. 1 и т.д.). Таблицы также подписываются и нумеруются (табл. 1 и т.д.). Математические формулы, уравнения реакций записываются в середине строки с интервалом от текстовой части.

Отчет представляется по следующей схеме:

Экспериментальная часть

Цель работы (определяется общая задача, стоящая перед экспериментатором).

1. Наименование первого опыта

1.1. Краткое описание хода опыта (условия его проведения, основные вещества, уравнение реакции и т.д.). Данные опыта (результаты наблюдений, измерений, оформление таблиц).

1.2. Расчет и анализ полученных результатов с использованием теоретических положений, законов по данному вопросу (построение графиков).

1.3. Вывод (краткое обобщение полученных результатов в соответствии с наименованием опыта).

Все последующие опыты описываются по указанной схеме, например, второй опыт — 2, 2.1., 2.2. и т.д.

Приложения

Приложение 1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

E ° – Стандартный окислительно-восстановительный потенциалы, В

«к» – кислотная среда; «н» – нейтральная среда; «щ» – щелочная среда;

«Ох» – окисленная форма; «Red» – восстановленная форма

Приложение 2. Растворимость солей и оснований в воде

р – хорошо растворимый;

м – малорастворимый;

н – практически нерастворимый;

+ –полностью реагирует с водой;

— – не существует;

? – отсутствуют данные по растворимости;

* – осадок из водного раствора не образуется вследствие полного гидролиза.