Reaktsioonid elektrolüütide lahustes (0)

Sissejuhatus

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes
Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid
2NaOH(aq) + CuSO4 (aq) →Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq)
Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on
vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse
ei astu (selles näites SO42 –ja Na+). Sama reaktsioon ioonvõrrandina
2OH–(aq) + Cu2+(aq) →Cu(OH)2(s)
Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. aq– ühend lahuses, s– tahke ühend või sade (vahel näidatakse ka noolega ↓), l– vedelik, g– gaas (vahel märgitakse ka noolega ↑).
Oksüdatsiooniastmete muutusega kulgevad ehk redoksreaktsioonid
Reaktsioone, mis on seotud elektronide üleminekuga ühelt aatomilt teisele,
nimetatakse redoksreaktsioonideks.
Ainet või iooni, mille koostises olevad aatomid loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerijaks, see aine ise seejuures oksüdeerub (tema oksüdatsiooniaste kasvab). Ainet või iooni, mis seob elektrone, nimetatakse oksüdeerijaks, aine ise seejuures redutseerub (tema oksüdatsiooniaste kahaneb).
Ainult redutseerija ja oksüdeerija olemasolu korral ühel ajal ühes ja samas süsteemis (näiteks katseklaasis),loob võimaluse redoksreaktsiooni toimumiseks. Lihtsad ja enam levinud redoksreaktsioonid on põlemine ja metallide reageerimine hapetega

Eksperimentaalne töö

Töö eesmärk

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

Töövahendid

Katseklaaside komplekt

Kasutatud uurimis- ja analüüsimeetodid ning metoodikad

Kirjeldada toimuvaid muutusi (sademe teke, värvuse muutused, gaaside eraldumine jne) ning tekkivaid sademeid. Kirjutada kõiki muutusi kirjeldavaid reaktsioonivõrrandid nii ioon- kui molekulaarkujul. Tasakaalustada ja lõpetada juhendis toodud reaktsioonivõrrandid. Redoksreaktsioonides märkida, milline ühend on öksüdeerija, milline redutseerija.

Katseandmete töötlus ja tulemuste analüüs

Oksüdatsiooniastmete muutusteta kulgevad reaktsioonid
Sademe teke
KATSE 1
SO42- ioone sisaldavale lahusele (0,5…1 ml) lisada tilkhaaval Ba2+ ioone sisaldavat lahust.
Na2SO4+ BaCl2 = 2NaCl +BaSO4
SO42-+Ba2+=BaSO4
Lähteained on värvitud; tulemusena tekib valge sade
KATSE 2
Al3+ ioone sisaldavale lahusele (0,5…1 ml) lisada 2M NH3H2O lahust ammoniaagi lõhna püsimajäämiseni
Al2(SO4)3 + 6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ + 3(NH4) 2SO4
Al3+ + 3OH- = Al(OH)3
Lähteained on värvitud; tulemusena tekib valge sültjas sade.
KATSE 3
Pb2+ ioone sisaldavale lahusele (0,5…1ml) lisada CrO42- ioone sisaldavat lahust
Pb(NO3)2 + K2CrO4 = 2KNO3 + PbCrO4↓
Pb2+ + CrO42– =PbCrO4↓
K2CrO4 on vedel kollane aine, Pb(NO3)2 on värvitu; tulemusena tekib kollane tükiline sade.
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).

Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+
CO32 - + H2O = HCO3 - + OH-

Al2(SO4)3 lahuse pH-d hinnata metüülpunase lisamisega.
Lahus muutus punakaks. Metüülpunase pöördeala on 4,2…6,3. Järelikult on lahuse pH väiksem kui 4,2. Lahus on happeline st lahuses on ülekaalus H+ ioonid .

Na2CO3 lahuse pH-d hinnata fenoolftaleiini lisamisega.
Lahus muutus punaseks/lillaks. Fenoolftaleiini pöördeala pH 8,3..9,9 seega on lahuse pH suurem. Lahus on aluseline, kus ülekaalus OH- ioonid
Gaasi teke
KATSE 5
CO32- ioone sisaldavale lahusele (värvitu) (1…2ml) lisada mõni tilk indikaatori fenoolftaleiini (värvitu) lahust.
Tulemusena tekib punakas aluseline lahus, sest CO32- on nõrk happe ioon, aga Na+ on tugev aluseline ioon
Lisada tilkhaaval 1M HCl vesilahust
Indikaator muudab värvust, sest lahus muutub happelisemaks (indikaator värvitu)-lahuse aluselised omadused vähenevad.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
CO32– + 2H+ = H2O + CO2↑
On näha eralduva CO2 mullikesi.
Kompleksühendi teke
KATSE 6
Cu2+ ioone sisaldavale lahusele (1…2ml) lisada tilkhaaval 6 M NH3 ⋅H2O, kuni esialgselt tekkiv sade loksutamisel lahustub ja värvus enam ei muutu.
CuSO4 + 4NH3·H2O = Cu(NH3)4SO4 + 4H2O
Cu2+ + 4NH3·H2O =[Cu(NH3)4]2+ + 4 H2O
Algselt tekkiv sade oli Cu(OH)2. Lähteainetest CuSO4 on helesinine, NH4·H2O on värvitu, tekkiv lahus on tumesinine.
Redoksreaktsioonid
Metallid, metallide pingerida
KATSE 7
Võtta ühte katseklaasi tükk metallilist tsinki ja teise vaske. Lisada katseklaasidesse lahjendatud vesinikkloriidhapet. Jälgida gaasilise vesiniku eraldumist metalli pinnal mullikestena.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Cu+HCl=reaktsiooni ei toimu
Zn + 2H+ + 2Cl- = ZnCl2
Zn0-2e=Zn2+ redutseerija
H++1e=H2 oksüdeerija
Tsingi ja soolhappe reaktsioonis eraldub vesinik , vase ja soolhappe kokku-panemisel reaktsiooni ei toimu, sest vask pole piisavalt aktiivne metall (Zn on metallide pingereas Cu-st eespool).
KATSE 8
Kuiva katseklaasi panna tükk vaske ja lisada kontsentreeritud lämmastikhapet.
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑+ 2H2O
Cu + H+ + NO3- → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Cu – 2e = Cu2+ redutseerija
N5+ + 1e = N4+ oksüdeerja
Lähteaineteks on tükk vaske ja vedel HNO3 , saadusteks on roheline Cu(NO3)2 ja pruun gaasina eralduv NO2 ning vesi
KATSE 9
Võtta katseklaasi tükk metallilist tsinki ja lisada 1…2 ml CuSO4 lahust.
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu↓
CuSO4+Zn=Zn2+SO4+Cu↓
Cu2+ + 2e = Cu oksüdeerija
Zn – 2e = Zn2+ redutseerija
Tsingi tükk muutub mustaks, kuna tsink on vasest aktiivsem vahetavad nad kohad ja vask sadestub tsingitüki pinnale.
KMnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone
KATSE 10
Valada katseklaasi KMnO4 lahust ja lisada sama kogus lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvuse valastumiseni (värvituks muutumiseni).
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4+ 3H2O
2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
Mn7++5e=Mn2+ oksüdeerija
S4-2e=S6 redutseerija
Lähteainetest KMnO4 on lilla, 5Na2SO3 valge puru, H2SO4 värvitu, saadud lahus on värvitu.
KATSE 11
Valada katseklaasi lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+-ioone sisaldavat lahust.
MnO4– + 5Fe2+ + 8H+ → 8Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Fe2+-e=Fe3+ redutseerija
Mn7++5e=Mn2+ oksüdeerija
KMnO4 on lillat värvi, teised lähteained on värvitud, reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus.
KATSE 12
K2Cr2O7 lahusele (1…2 ml) lisada lahjendatud väävelhappelahust ja 1..2 ml Fe2+ -ioone sisaldavat lahust. Cr2O72 – reageerib kui oksüdeerija. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
Cr2O72+ + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
Cr6++3e=Cr3+ oksüdeerija
Fe2+-e=Fe3+ redutseerija
Lähteainetest K2Cr2O7 on kollane ja teised lähteained värvitud. Reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik dikromaatioonist tingitud oranž värvus ja lahus läheb tumeroheliseks/pruuniks.

Kokkuvõte ja järeldused

Reaktsioonivõrrandeid kirjeldavad nii ioon- kui molekulaarkujulised võrrandid. Muutused on tingitud: aluse keskkonna muutumisest, ainete omavahelisest reageerimisest, metalli asukohast pingereas jne. Muutusi on võimalik reaktsioonivõrrandi põhjal ette ennustada ning katseliselt teostada.