Reaktsioonid elektrolüütide lahustes (0)

Reaktsioonid elektrolüütide lahustes
Töö 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
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)
Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid
Kulgemise peamised põhjused
1. Sademe (vähelahustuva ühendi) teke
2. Gaasi teke (CO2 karbonaatidest, H2S sulfiididest, NH3 kuumutamisel ammooniumisooladest).
3. Vähe- (või vähem) dissotsieeruva ühendi teke. Sageli tasakaalulised protsessid. Siia alla kuulub ka vee kui nõrga elektrolüüdi teke nõrga happe teke.
4. Hüdrolüüsiprotsessid (soola moodustavate ioonide vastastiktoime veega), mis kulgevad väheses ulatuses, kuid põhjustavad soolalahuste pH erinevusi.
5. 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. 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.
Elektronide ülemineku skeemi koostamisel lähtutakse aatomite oksüdatsiooniastmetest. Oksüdatsiooniastme (o-a) määramisel võetakse eelduseks , et aines on kõik sidemed ioonsed. Oksüdatsiooniaste märgitakse rooma numbritega aine valemis olevate elementide aatomite sümbolite kohale1, pannes negatiivse o-a ette märgi−. 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– (O2-2).

• 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.
Tuntumatest ühenditest on oksüdeerijateks lämmastikhape ja tema soolad – nitraadid, halogeenid (F2, Cl2), halogeenide hapnikhapped ja nende soolad ( KClO3 – kaaliumkloraat), gaasiline hapnik ise, kaaliumpermanganaat , kaaliumdikromaat jt ühendid, milles sisalduvate elementide o-a saab kahaneda. Redutseerijateks on aktiivsed metallid, gaasiline vesinik , süsinikmonooksiid, süsinik (koks) jt ühendid, milles sisalduvate elementide o-a saab kasvada.
Ioonvõrrandite tasakaalustamisel on vaja kontrollida laenguid: kui laengute summa vasakul pool võrdub laengute summaga paremal pool, on võrrand tasakaalus. Vahel (eriti OH– ioone sisaldavate võrrandite korral) on see lihtsam moodus hapnikku ja vesinikku tasakaalu saada.
Kasutatud mõõtmeseadmed, töövahendid ja kemikaalid
Töövahendid: katseklaaside komplekt.
Kasutatud analüüs- ja uurimismeetodid ning metoodikad
Kirjeldada toimuvaid muutusi (sademe teke, värvuse muutused, gaaside eraldumine jne) ning tekkivaid sademeid. Kirjutada kõiki muutusi kirjeldavad reaktsioonivõrrandid nii ioon- kui molekulaarkujul. Tasakaalustada ja lõpetada juhendis toodud reaktsioonivõrrandid. Redoksreaktsioonides märkida, milline ühend on oksüdeerija, milline redutseerija.
Sademete teke
Katse 1. SO42- ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada tilkhaaval Ba2+ ioone sisaldavat lahust.
Katse 2. Al3+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada 2 M NH3 ⋅ H2O lahust ammoniaagi lõhna püsimajäämiseni.
Katse 3. Pb2+ ioone sisaldavale lahusele (0,5...1 ml) lisada CrO42+ ioone sisaldavat lahust.
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 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). Na2CO3lahuse pH-d hinnata fenoolftaleiini lisamisega. Fenoolftaleiin – pöördeala pH 8,3...9,9 (sellest väiksema pH juures värvitu, suurema juures punane). Anda selgitus , miks nende soolade vesilahused ei ole neutraalse reaktsiooniga.
Gaasi teke
Katse 5. CO32- ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada mõni tilk indikaatori fenoolftaleiini lahust. Lisada tilkhaaval 1 M HCl vesilahust.
Kompleksühendi teke
Katse 6. Cu2+ ioone sisaldavale lahusele (1...2 ml) lisada tilkhaaval 6 M NH3 ⋅ H2O, kuni esialgselt tekkiv sade loksutamisel lahustub ja värvus enam ei muutu.
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.
Katse 8. Katse viia läbi ja katseklaasid hoida ning tühjendada pärast reaktsiooni täielikku lõppemist tõmbe all! Kuiva katseklaasi panna tükk vaske ja lisada ~1 ml kontsentreeritud lämmastikhapet.
Katse 9. Võtta katseklaasi tükk metallilist tsinki ja lisada 1...2 ml CuSO4 lahust.
KmnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone
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
KMnO4(aq) + Na2SO3 (s) + H2SO4 (aq) → MnSO4(aq) + Na2SO3 (aq) + K2SO4 (aq) + H2O(l)
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
MnO4-(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
Katse 12. K2Cr2O7 lahusele (1...2 ml) lisada ~1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1...2 ml Fe 2+ioone sisaldavat lahust. Cr2O72 -
reageerib kui oksüdeerija, mille tulemusena kaob lahusele iseloomulik dikromaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand
Cr2O72- (aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
Katseandmed
Katse 1
Katse 2
Katse 3
Katse 4 - hinnata lahuste pH-d indikaatoritega
+ metüülpunane
+ fenüültaleiin
Hüdrolüüsi võrrandid:
Kuna
on ebapüsiv, siis ta laguneb kohe H2O-ks ja CO2-ks.
Miks nende vesilahused ei ole neutraalse reaktsiooniga?
Katse 5 - millise reaktsiooniga (happeline, aluseline) on lahus? Miks? Miks muudab indikaator värvust? Kas soolhappe lisamisel on näha eralduva gaasi mullikesi?
Na2CO3 + fenooltaleiin
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2
Katse 6 - mis sade tekkis? Millise värvuse annab lahusele tekkiv kompleksioon [Cu(NH3)4]2+?
Katse 7 - kas reaktsioon toimub mõlemas katseklaasis? Põhjendada, lähtudes metallide pingereast.
redutseerija
2H+ + 2e- → H20
oksüdeerija
Katse 8 - millised muutused toimuvad? Mis on eralduv pruunikas gaas (mürgine!)?
redutseerija
oksüdeerija
Katse 9 - Millised muutused toimuvad? Millise metalli kiht sadestub tsingitüki pinnale?
redutseerija
oksüdeerija
Katse 10 - Tasakaalustada ja esitada ioonkujul reaktsioonivõrrand
2KMnO4(aq) + 5Na2SO3 (s) + 3H2SO4 (aq) → 2MnSO4(aq) + 5Na2SO3 (aq) + K2SO4(aq) + 3H2O(l)
Mn7+ + 5e- →Mn2+ oksüdeerija
S4+ - 2e- → S6+ redutseerija
Katse 11 - Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand
Mn7+ + 5e- →Mn2+ oksüdeerija
Fe2+ - 1e- → Fe3+ redutseerija
Katse 12 - Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand
Cr6+ + 3e- → Cr3+ oksüdeerija
Fe2+ - 1e- → Fe3+ redutseerija