Reaktsioonid elektrolüütide lahustes (0)

Eksperimentaalne töö nr 1
Reaktsioonid elektrolüütide lahustes
Töö ülesanne ja eesmärk
Töö eesmärgiks oli elektrolüütide lahuses toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine , reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon -molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide tasakaalustamine .
Sissejuhatus
Redoksvõrrandeid võib esitada kahel viisil- molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid nt 2NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4. Täpsimini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu nt 2OH- + Cu2+  Cu(OH)2.
Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde: aq- ühend lahuses
s- tahke ühend või sade ()
l- vedelik
g- gaas ()
Ioonvõrrandite kirjutamisel tuleb jälgida: 1.lahku võib kirjutada kõik tugevad elektrolüüdid
2.vasakul ja paremal pool korduvad ioonid jäetakse võrrandist välja
3.kokku jäetakse gaasid jt mittedissotseeruvad ühendid (CO2, NH3, SO2, MnO2 jt), vähelahustuvad ühendid (BaSO4, AgCl, Cu(OH)2 jt), vesi H2O ning muud vähedissotseeruvad ühendid (H2S, HCN, HF, NH3H2O, CH3COOH jt), kompleksioonid ([Ag(NH3)2]+, [Al(OH)6]3- jt)
4. laengute summa võrrandi vasakul pool peab võrduma laengute summaga paremal pool.
Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevate reaktsioonide kulgemise peamised põhjused:

Sademe teke

Gaasi teke

Vähedissotseeruva ühendi teke. Sageli tasakaalulised protsessid. Siia alla kuulub ka vee kui nõrga elektrolüüdi teke, nõrga happe teke, nõrga aluse teke, vee teke.

Hüdrolüüsiprotsessid, mis kulgevad väheses ulatuses, kuid põhjustavad soolalahuste pH erinevusi (kui lahuses ülekaalus OH- ioonid, lahus aluseline; kui lahuses ülekaalus H+ ioonid, lahus happeline.

Kompleksühendi teke. Kompleksühendid on keemilised ühendid, mille kristallvõres või lahuses esinevad liitosakesed- kompleksioonid, mis koosnevad tsentraalaatomist ja sellega seotud ligasnditest. Need on üldjuhul lahustes väga püsivad.
Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele. Redutseerija on aine või ioon, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, aine ise seejuures oksüdeerub. Oksüdeerija on aine või ioon, mis seob elektrone, aine ise seejuures redutseerub. Redoksreaktsioonid toimuvad ainult siis, kui reaktsioonis on nii oksüdeerija kui ka redutseerija.
Oksüdatsiooniastme kindlakstegemisel lähtutakse järgmistest üldreeglitest:

Aine valemis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa on null.

Lihtaine o-a loetakse nulliks (O2, H2, Fe)

Hapniku o-a ühendites on üldjuhul -2, tuntumateks eranditeks on peroksiidid ning ühendid F2-ga.

Vesiniku o-a ühendites on üldjuhul 1, eranditeks on metallide hüdriidid NaH, CaH2, milles vesniku o-a on -1.

Perioodilisussüsteemi 1A ja 2A rühma elementide o-a ühendites on vastavalt 1 ja 2; Al 3; Zn ja Cd 2.
Kasutatud mõõteseadmed, töövahendid, kemikaalid
Töövahendid: Katseklaaside komplekt
Ained: Na2SO4, Al2(SO4)3, NH3H2O, CuSO4, NaCO3, Zn, Cu, K2Cr2O7 , KMnO4, H2SO4
Kasutatud uurimis - ja analüüsimeetodid ning metoodikad
Katsed nr 1, 2, ja 3 olid sademe tekke peale:
Katse 1
Esimese katse puhul lisasin Na2SO4 lahusele BaCl2 . Tekkis valge aine, mis sadestus. Lahus muutus häguseks.
Na2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2NaCl
SO42 - + Ba2+  BaSO4
Katse 2
Teise katse puhul lisasin Al2(SO4)3 lahusele 2M NH3H2O, mille tagajärjel tekkis valge hägune segu, mis ei olnud väga vedelas olekus.
Al2(SO4)3 + 2M 6NH3H2O  2Al(OH)3 + 3(NH4) 2SO4 + H2O
Al3+ + NH3H2O  [Al(NH3)]3+ + H2O
Katse 3
Kolmanda katse puhul lisasin Pb(NO3)2 lahusele K2CrO4. Tekkis kollane hägune segu, mille põhja sadenes tahke aine.
Pb(NO3)2 + K2CrO4  PbCrO4 + 2KNO3
Pb2+ + CrO42- PbCrO4
Katse 4 oli hüdrolüüsi peale:
Katse 4
Ühte katseklaasi valasin 1 ml Al2(SO4)3 lahust ja teise Na2CO3 lahust. Hindasin nende lahuste pH-d indikaatoritega.
Na2CO3 lahusele lisasin 1-2 tilka fenoolftaleiini lahust. Lahus muutus roosaks , seega lahuse pH oli aluseline.
Al2(SO4)3 lahusele lisasin 1-2 tilka metüülpunase lahust, mille tulemusel lahus muutus roosakaks/punakaks, lahuse pH oli happeline.
Nende soolade vesilahused ei olnud neutraalse reaktsiooniga, sest nendes lahustes sisaldus nii happelisi kui ka aluselisi ioone.
Katse 5
See katse oli gaasi tekke peale. Na2CO3 lahusele lisasin 1-2 tilka fenoolftaleiini lahust. Lahuse keskkond oli aluseline. Seejärel lisasin 1 M HCl lahust tilkhaaval ja jälgisin reaktsiooni. Kuna HCl lahus on happeline, siis see neutraliseeris ära aluselise keskkonna ja lahus muutus jälle värvituks. Reaktsiooni käigus eraldusid gaasi mullid .
Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2CO3
Katse 6
Katse nr 6 oli kompleksühendi tekke peale. CuSO4 lahusele lisasin 1-2 tilka 6 M NH3H2O lahust, mille tagajärjel algul muutus lahus häguseks ja helesiniseks. Kui lisasin veel seda lahust, muutus lahus tumesiniseks ja sade [Cu(NH3)4] lahustus ning lahus muutus läbipaistvaks. Kompleksioon [Cu(NH3)4] annabki lahusele tumesinise värvuse.
CuSO4 + 4NH3H2O  [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
Cu2+ + 4NH3 ⋅ H2O → [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O
Katsed nr 7, 8, 9 on redoksreaktsioonide peale.
Katse 7
Ühte katseklaasi võtsin tüki metallist tsinki ja teise vaske. Lisasin katseklaasidesse lahjendatud HCl hapet. Järgisin gaasilise vesiniku eraldumist metalli pinnal mullikestena. Reaktsioon ei toimunud mõlemas klaasis. Vask ei reageerinud happega , tsingi tüki peale tekkisid mullid. Vask ei reageeri HCl-ga, sest Cu asub metallide pingereas H2-st paremal pool ja on vähem aktiivsem vesinikust.
Cu + HCl ≠
Zn + HCl  ZnCl2 + H2
Katse 8
Selle katse viisin läbi tõmbe all, sest selle katse käigus eraldus mürgist gaasi. Kuiva katseklaasi panin tüki vaske ja lisasin 1 ml kontsentreeritud lämmastikhapet. Algul läks lahus roheliseks ning mõne aja pärast hakkas eralduma pruunikat gaasi. Pruunikas gaas oli NO2, mis on mürgine gaas.
Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
0 V II IV
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
0 II
Cu -2e-  Cu redutseerija, oksüdeerub
V IV
N + e-  N oksüdeerija, redutseerub
Katse 9
Katseklaasi võtsin tüki metallilist tsinki ja lisasin 1-2 ml CuSO4 lahust. Lahuses hakkas tsingitüki peale sadestuma vase kiht.
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
0 II
Zn -2e-  Zn redutseerija, oksüdeerub
II 0
Cu +2e-  Cu oksüdeerija, redutseerub
Katse 10
Valasin katseklaasi 0,5 ml KMnO4 lahust ja lisasin sama koguse lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 seni kaua, kui värvus muutus värvituks/ läbipaistvaks.
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4  2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
2K+ + MnO4- + H2+ + SO42- + Na2+ + SO32 -  Mn2+ + SO42- + Na2+ + SO42- + K2+ + SO42- + H2O
Katse 11
Valasin katseklaasi 0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisasin tilkhaaval FeSO4 lahust. Reaktsiooni tulemusena kadus lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4  2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
2MnO4 - + 5Fe2+ + 16H+  2Mn2+ + 5Fe3+ + 8H2O
Katse 12
K2Cr2O7 lahusele lisasin 1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1-2 ml FeSO4 lahust.Cr2O7- reageeris kui oksüdeerija, mille tulemusena kadus lahusele iseloomulik dikromaadist tingitud värvus. Värvus muutus roheks-pruunikaks.
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Cr2O72 + + 6Fe2+ + 14H+  2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
Kokkuvõte või järeldused
Erinevate lahuste kokku segamisel toimusid erinevad reaktsioonid nende lahuste vahel. Toimus nii gaaside eraldumine kui ka sademete tekkimine.
8