О.С.ЗАЙЦЕВ
УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ
ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10
КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ
УЧЕБНИК ЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ
Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47,
48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30/2004
§ 8.1. Окислительно-восстановительные
реакции
ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ
(окончание)
6. Окислительные свойства хромат- и
дихромат-ионов.
Нарисуйте диаграмму распределения электронов
по энергетическим уровням и подуровням атома
хрома. Предскажите ожидаемые по числу
неспаренных электронов валентности хрома.
При проведении опытов помните об окраске
растворов ионов.
Сr3+ – фиолетовая. Точнее, формула
записывается в виде акваиона [Cr(H2О)6]3+.
При уменьшении числа молекул воды, окружающих
ион хрома (например, при замене их на
гидроксид-ион или хлорид-ион), окраска переходит
в зеленую.
 – желтая
(хромат-ион, щелочная среда).
 – оранжевая
(дихромат-ион, кислотная среда).
Соли дихромовой кислоты Н2Cr2О7
называются дихроматами. Чаще всего они имеют
оранжево-красную окраску.
Смесь равных объемов насыщенного раствора
дихромата калия и концентрированной кислоты
обладает очень сильным окислительным действием
и используется в лабораторной практике для мытья
посуды и стеклянных приборов.
Хотя дихромат-ион – сильнейший окислитель, он
для очистки загрязненных вод не используется
из-за того, что реактив дорог и, кроме того, это не
экологически чистый окислитель (образуются
ядовитые соединения трехвалентного хрома).
Соединения хрома токсичны. Дихроматы токсичнее
хроматов.
6а. Окисление иона Сr3+.
К 2–3 мл 0,5М раствора хлорида или сульфата
хрома(III) прилейте столько же 3%-го раствора
пероксида водорода. Если изменений в цвете
раствора не замечается, изучите прохождение
реакции в кислотной и щелочной средах. Для этого
отлейте половину раствора в другую пробирку и
прилейте в одну из них раствор разбавленной
серной кислоты, а в другую – раствор щелочи. Если
реакции проходят, напишите их уравнения.
К тому же раствору соли хрома(III) прилейте раствор
гидроксида калия до образования осадка и на
осадок подействуйте раствором пероксида
водорода. В щелочной среде можно ожидать
прохождения реакции:
2Cr(ОН)3 + 3Н2О2 + 4ОН–
= 2 + 8Н2О.
Рассчитайте ЭДС реакций и сделайте выводы о
возможности их прохождения. Электродные
потенциалы некоторых реакций:
6б. Окислительные свойства дихромат-иона  .
Окислительные свойства хромат-иона мы изучать не будем,
потому что этот ион устойчив в щелочных средах.
Изучите взаимодействие дихромат-иона с уже
известными вам восстановителями:
1) Cl–;
2) Br–;
3) I–;
4) H2O2;
5) H2SO3,  , SO2;
6) HNO2,  .
Учитель скажет, какой опыт вам следует
выполнить. Для опытов пользуйтесь 0,5–1М
растворами реагентов (Н2О2 – 3–6%).
Количество раствора – 2–3 мл. Сначала в пробирку
налейте раствор дихромата калия и, если нужно,
подкислите раствор приливанием 1–2 мл
разбавленной серной кислоты. Затем к раствору
прилейте раствор исследуемого восстановителя.
Реакция между
и Cl– в кислотной среде проходит при
нагревании (горячей водой), и с прекращением
нагревания хлор перестает выделяться.
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС
реакции, используя электродный потенциал
следующей реакции:
+ 14H+
+ 6e = 2Cr3+ + 7H2O, E = 1,33 В.
Электродные потенциалы других реакций найдите
в предыдущих заданиях.
По желанию вы можете повторить те же опыты,
пользуясь хроматом калия (щелочная среда) и
электродным потенциалом реакции:
+ 4H2O
+ 3e = Cr(OH)3 + 5OH–, E = –0,13
В.
7. Окислительные свойства перманганат-иона.
Перманганат калия КМnО4 – темные
красно-фиолетовые кристаллы с металлическим
блеском. Растворим в холодной воде (1:18), в почти
кипящей воде (1:3,5). Концентрированный раствор
имеет темно-пурпурный цвет, разбавленный –
красно-фиолетовый.
Перманганат калия как окислитель широко
используется в химической практике и медицине.
Если вы отправляетесь в туристический поход,
обязательно возьмите с собой немного
перманганата калия. Разбавленные фиолетовые
растворы перманганата калия (0,1%) используют для
промывания ран и полоскания рта и горла. Для
обработки ожогов используют более
концентрированные растворы (2–5%). При
расстройстве желудка рекомендуют выпить
полстакана слабо-фиолетового раствора
перманганата калия (0,02–0,1%). Крупинка
перманганата калия, брошенная в стакан с
болотной водой, через полчаса делает ее питьевой.
Однако длительно злоупотреблять этим средством
нельзя, т.к. соединения марганца плохо действуют
на кровь (понижают ее вязкость и свертываемость).
Перманганат калия иногда используется для
очистки загрязненных вод, но это дорогой и
экологически не чистый окислитель, т.к. в
результате реакций образуются не безвредные для
человека и природы соединения марганца.
Окислительные свойства перманганата калия
сильно зависят от среды раствора. В кислотной
среде образуются почти бесцветные ионы Mn2+,
в нейтральной – бурый осадок диоксида марганца
MnО2, в щелочной – темно-зеленый раствор с
манганат-ионами  .
Напишите уравнения реакций.
Мы будем далее изучать окислительные свойства
перманганат-иона в кислотной среде.
Исследуйте взаимодействие перманганат-иона с
уже известными вам восстановителями:
1) Cl–;
2) Br–;
3) I–;
4) H2O2;
5) H2SO3, , SO2;
6) HNO2, .
Учитель скажет, какой опыт вам следует
выполнить. Для опытов пользуйтесь 0,5–1М
растворами реагентов (Н2О2 – 3–6%).
Количество раствора – 2–3 мл. Сначала в пробирку
налейте раствор перманганата калия и, если нужно,
подкислите раствор приливанием 1–2 мл
разбавленной серной кислоты. Затем к раствору
прилейте раствор исследуемого восстановителя.
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС
реакции, используя электродный потенциал
Mn2+ /  :
+ 8H+
+ 5e = Mn2+ + 4H2O, E = 1,51 В.
Электродные потенциалы других реакций найдите
в предыдущих заданиях.
При желании вы можете повторить все эти опыты в
нейтральной и щелочной средах, используя
электродные потенциалы реакций:
|