Reaktsioonid elektrolüütide lahustes (0)

TTÜ keemiainstituut
Anorgaanilise keemia õppetool
YKI0020 Keemia alused
Laboratoorne töö nr.
Töö pealkiri:
Õpperühm:
Töö teostaja :
Õppejõud:

Töö teostatud:
Protokoll esitatud:
Protokoll arvestatud:

EKSPERIMENTAALNE TÖÖ 1

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes

Töö ülesanne ja eesmärk

Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine , reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon -molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine .

Sissejuhatus

Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid. Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu. Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde.
Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid (Kulgemise peamised põhjused):

• Sademe (vähelahustuva ühendi) teke
  
• Gaasi teke (CO₂ karbonaatidest, H₂S sulfiididest, NH₃ kuumutamisel ammooniumisooladest)
  
• Vähe- (või vähem) dissotsieeruva ühendi teke. Sageli tasakaalulised protsessid. Siia alla kuulub ka vee kui nõrga elektrolüüdi teke
  
• Hüdrolüüsiprotsessid (soola moodustavate ioonide vastastiktoime veega), mis kulgevad väheses ulatuses, kuid põhjustavad soolalahuste pH erinevusi
  
• Kompleksühendi teke. Kompleksühendid on keemilised ühendid, mille kristallvõres või lahuses esinevad liitosakesed – kompleksioonid, mis koosnevad tsentraalaatomist (siin näites Cu) ja sellega seotud ligandidest ( aatomid , ioonid või molekulid, siin näites NH3 molekulid). Kompleksioonid on üldjuhul lahustes väga püsivad.
  

Redoksreaktsioonid - reaktsioonid, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele.
Redutseerija – Aine või ioon, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab).
Oksüdeerija – Aine või ioon, mis seob elektrone, aine ise seejuures redutseerub (tema
oksüdatsiooniaste kahaneb)
Oksüdatsiooniastme kindlakstegemiseks lähtutakse järgmistest üldreeglitest:

• Aine valemis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on null.
  
• Lihtainete o-a loetakse nulliks (O2, H2, Fe).
  
• Hapniku o-a ühendites on üldjuhul –II, tuntumateks eranditeks on peroksiidid (H2O2, CaO2 jt) ning ühendid F2-ga (OF2 hapniku o-a II). Peroksiidid on ühendid hapnik-hapnik sidemega –O–O– (O22–).
  
• Vesiniku o-a ühendites on üldjuhul I, eranditeks on metallide hüdriidid NaH, CaH2 jt, milles vesiniku o-a on –I.
  
• Perioodilisussüsteemi IA (Li, Na, K...) ja IIA (Be, Mg, Ca...) rühma elementide o-a ühendites on vastavalt I ja II; alumiiniumil III; tsingil ning kaadmiumil II .
  

Ioonvõrrandite kirjutamisel jälgida järgmisi reegleid:

• Lahku võib kirjutada kõik tugevad elektrolüüdid.
  
• Vasakul ja paremal pool korduvad ioonid jäetakse võrrandist välja (taandatakse).
  
• Kokku jäetakse:
  

Gaasid jt mittedissotsieeruvad ühendid (CO2, NH3, SO2, MnO2 jt)

Vähelahustuvad ühendid (BaSO4, AgCl, Cu(OH)2 jt)

Vesi H2O ning muud vähedissotsieeruvad ühendid (H2S, HCN, HF, NH3 ∙ H2O, CH3COOH jt)

Kompleksioonid jt

• Laengute summa võrrandi vasakul pool peab võrduma laengute summaga paremal pool.
  

Kasutatud mõõteseadmed, töövahendid ja kemikaalid

Töövahendid: Katseklaaside komplekt
Kemikaalid:

Kasutatud uurimis – ja analüüsimeetodid ning metoodikad

Sademe ja gaasi eraldumist määrata vaatlemisega.
Al2(SO4)3 lahuse pH-d hinnata metüülpunase lisamisega. Metüülpunane – pöördeala (värvuse muutumise pH vahemik) pH 4,2...6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane).
Na2CO3 lahuse pH-d hinnata fenoolftaleiini lisamisega. Fenoolftaleiin – pöördeala 8,3...9,9 (sellest väiksema pH juures värvitu, suurema juures punane).

Töö käik, katseandmete töötlus ja tulemuste analüüs

Sademete teke
Katse 1.
sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada tilkhaaval Ba2+ sisaldavat lahust.
Katseklaasis tekkis valge sade (piisas mõnest tilgast BaCl2-st). Tekkinud sade BaSO4 on mittelahustuv.
Katse 2.
Al3+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada 2 M NH3 ⋅H2O lahust ammoniaagi lõhna püsimajäämiseni.
Katse lõppedes tekkis valge sade. Sade oli Al(OH)3.
Katse 3.
Pb2+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada CrO42- ioone sisaldavat lahust.
lisamisel läheb lahus kollaseks ja tekib sade. Sademeks oli .
Hüdrolüüs
Katse 4.
Võtta ühte katseklaasi 1 ml Al2(SO4)3 lahust, teise sama palju Na2CO3 lahust. Hinnata lahuste pH-d indikaatoritega (lisada 2...3 tilka).
Al2(SO4)3 lisasin metüülpunast, lahus muutus punaseks. Na2CO3 lisasin fenoolftaleiini, lahus muutus roosakaslillaks.
Metüülpunase pöördeala on ph 4,2...6,3; järelikult on lahuse pH Fenoolftaleiini pöördeala on pH 8,3...9,9; järelikult on lahuse pH > 9,9 . Lahus on aluseline, sest ülekaalus on OH- ioonid.
(tugev hape ja nõrk alus, järelikult lahus happeline)
(tugev alus ja nõrk hape, järelikult lahus aluseline)
Gaasi teke
Katse 5.
CO32– ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada mõni tilk indikaatori fenoolftaleiini lahust. Millise reaktsiooniga (happeline, aluseline) on lahus? Miks? Lisada tilkhaaval 1 M HCl vesilahust. Miks muudab indikaator värvust? Kas soolhappe lisamisel on näha eralduva gaasi mullikesi?
Lahus on aluseline, sest fenoolftaleiin muudab lahuse värvuse roosakaspunaseks aluselises keskkonnas, happelises ja neutraalses keskkonnas on lahus värvitu.
Lisades HCl aluselisse keskkonda, siis indikaator muudab lahuse värvusetuks, sest toimub happe ja aluse vaheline reaktsioon (neutralisastsioonireaktsioon). Soolhappe lisamisel on näha eralduva gaasi mullikesi.
Kompleksühendi teke
Katse 6.
Cu2+ ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada tilkhaaval 6 M NH3 ⋅ H2O, kuni esialgselt tekkiv sade (mis sade tekkis?) loksutamisel lahustub ja värvus enam ei muutu. Millise värvuse annab lahusele tekkiv kompleksioon [Cu(NH3)4]2+ ?
Esialgselt tekkis piimjas valge sade Cu(OH)2.
Kompleksioon [Cu(NH3)4]2+ annab lahusele tumesinise värvuse.
Redoksreaktsioonid
Katse 7.
Võtta ühte katseklaasi tükk metallilist tsinki ja teise vaske. Lisada katseklaasidesse lahjendatud vesinikkloriidhapet. Jälgida gaasilise vesiniku eraldumist metalli pinnal mullikestena. Kas reaktsioon toimub mõlemas katseklaasis? Põhjendada, lähtudes metallide pingereast.

Katseklaas
aktiivsem kui Zn. Katset tehes ei olnud märgata katseklaasis mingit muutust.

Katseklaas
Reaktsioon toimub, sest Zn on vesinikust vasakul.
Selles reaktsioonis eraldub gaasiline vesinik tsingi pinnalt mullikestena.
redutseerija
oksüdeerija
Katse 8.
Kuiva katseklaasi panna tükk vaske ja lisada ~1 ml kontsentreeritud lämmastikhapet. Millised muutused toimuvad? Mis on eralduv pruunikas gaas (mürgine!)?
redutseerija
|x2 oksüdeerija
Segu muutub roheliseks, hakkab eralduma pruunikas gaas. Reaktsiooni lõppedes, lõppes ka pruuni gaasi eraldumine. Pruunikas gaas oli NO2.
Katse 9.
Võtta katseklaasi tükk metallilist tsinki ja lisada 1...2 ml CuSO4 lahust. Millised muutused toimuvad? Millise metalli kiht sadestub tsingitüki pinnale?
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Cu2+ + 2e- → Cu oksüdeerija
Zn – 2e- → Zn2+ redutseerija
Tsingitükk muutus mustaks. Tsingitüki pinnale sadestub vase kiht.
Katse 10.
Valada katseklaasi ~0,5 ml KMnO4 lahust ja lisada sama kogus lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvuse valastumiseni (värvituks muutumiseni). Tasakaalustada ja esitada ioonkujul reaktsioonivõrrand.
lisamisel muutub lahus värvusetuks.
Katse 11.
Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+-ioone sisaldavat lahust. Reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
MnO4– + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
FeSO4 lisamisel kadus lahusest permanganaatioonist tingitud värvus.
Katse 12.
K2Cr2O7 lahusele (1...2 ml) lisada ~1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1...2 ml Fe2+-ioone sisaldavat lahust. Cr2O72–reageerib kui oksüdeerija, mille tulemusena kaob lahusele iseloomulik dikromaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand.
Lisades K₂Cr₂-le H2SO4 siis lahus värvus oranžiks, kuid lisades FeSO4 muutus lahus rohekaspruuniks.

Kokkuvõte

Jälgisin elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemist selgitades välja nende peamisedi põhjused. Esitasin reaktsioonivõrrandid nii molekulaarkujul kui ka ioonvõrranditena. Muutusi oli võimalik reaktsioonivõrrandi põhjal ette ennustada ning katseliselt teostada.