Reaktsioonid elektrolüütide lahustes vene keeles (0)

Лабороторная работа №4 
Цель работы: 
Наблюдать разное поведение вещест, в разных видах реакций. 
Опыт №1 
К раствору, содержащему  SO42 - (1-2мл), по каплям добавлять содержащий Ba 2+ 
раствор: 
BaCl2 + Na2SO4 --> BaSO4(s) +  2NaCl  
Ba 2+  + SO42-  --> BaSO4(s) 
Белый осадок. 
Опыт №2 
К раствору, содержащему Al3+, добавить 2М раствор NH3 * H2O до постоянного запаха 
аммиака. 
Al2(SO4)3+6NH3·H2O => 2Al(OH)3(s) +3(NH3) 2SO4  
2 Al3+ + 6OH- => 2Al(OH)3(s) 
Белый хлопьеобразные осадок 
Опыт №3 
К раствору, содержащему Pb 2+ ионы , добавить CrO42- раствор 
K2CrO4 + Pb(NO3)2 -> PbCrO4(s) + KNO3 
CrO42- + Pb 2+ -> PbCrO4(s) 
Белый осадок , в желтом растворе хромата. 
PbCrO4(s) 
 
 
 
Al(OH)3(s) 
BaSO4(s) 
 
Опыт №4 
Гидролиз 
В один стакан налить 1-2 мл раствора Al2(SO4)3 , в другой столько же раствора 
Na2CO4 . Оцениваю pH раствора при помощи идикаторов , добавляю тоже 2-3 капли. 
  Для определения pH раствора Al2(SO4)3 добавляю метилого красный 
индикатор, которого переход окраски раствора от красной к желтой в 
интервале рН 4,2—6,2. 
 
При добавлении индикатора раствор стал красным, что говорит о том, что в 
растворе кислотная среда (pH Al(OH)2 + H + 
Al2(SO4)3  + H2O =>AlOH(SO4)2 +H2SO4 
 
Опыт №5 
Образование газов 
К раствору , содержащему  CO32 - (2-3 мл) добавить несколько капель раствора 
фенолфталеина. Я выбрала тот же самый раствор, что и в предидущем опыте - 
Na2CO3, медленно стала добавлять раствор HCl, постепенно раствор стал терять свой 
характерный фиолетово-красный окрас и стал полность прозрачным. Из свойст 
фенолфталеина, мы знаем, что она показывает основную среду от рН 8,3—9,9, если 
раствор становится прозрачным, это говорит о том, что среда в растворе становится 
более кислотной, что и логично так как мы добаляем HCl.  
В самой пробирке происходит следующая реакция: 
Na
 (g) 
2CO3+2HCL=> 2NaCl+H2O+CO2
Можно наблюдать пузырьки углекислого газа! 
Опыт №6 
Образование комплексного соединения 
К раствору содержащему Cu 2+ иона , добавить по каплям 6М NH3 * H2O растовор до 
тех пор пока первоначально светло - голубой обра
 
зовавшийся осадок не 
растворится и окраска больше не будет изменятся.  
 Cu2+ + 2 NH3 * H2O → Cu(OH)2 + 2 NH4+ 
  Cu2+ + 4NH3 → Cu[NH3]42+  (cиний раствор) 
Комплекс Cu[NH3]42+  
Cu[NH3]42+ 
Cu[NH3]42+ 
             
                             
 
Cu[NH3]42+   
Опыт  №7 
Металлы, рад напряжения металлов 
В одину пробирку поместила кусочек мателлического цинка, а в другую меди. 
Добавила хлористоводородной кислоты. Реакция происходит не в обоих пробирках 
потому что, цинк будет реагировать с кислотой, а медь нет. 
  Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 (g) 
Zn – восстановитель 
Н2 – окислитель 
  Cu + HCl -> не идет, это происходит потому что, металлы,  которые 
расположены в электрохимическом ряду напряжений правее водорода не 
могут вытеснять его из кислот.  Другими словами,  если анион кислоты не 
проявляет окислительных свойств,  медь в таких кислотах растворяться не 
должна. 
Опыт №8 
В сухой стакан помещаю кусоче меди и добавляю ~1 мл  концент. азотной ксилот. 
Происходят следующие изменения: 
 
Сu – восстановитель 
HNO3   - оксислитель 
 
Весь эксперемент проводится по вытяжкой, так как образовываетс диоксид азота 
или бурый газ, из – за своего характерного коричневого цвета. 
 
Реакция проходит благодапя азотной кислоте и её окслительным свойствам. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Опыт №9 
Помещаю в стакан кусочек металлического цинка и 2 – 3 мл раствора  CuSO4  
Раствор становится голобум, а затем и завсем бесцветным и на поверхности 
металлического кусочка цинка образуется медь, это происходит, потому что цинк 
находится в ряду напряжения металлов перед медью, и он вытеснят медь из соли. 
CuSO4 + Zn = Cu↓ + ZnSO4 
 
Zn – восстановитель 
Сu – окислитель 
 
Опыт  №10 
Реакции KMnO4  и  K2Cr2O7  
Наливаю в пробирку ~0,5 мл раствора KMnO4 и добавляю такое же количество 
разбавленной серной кислоты и шпателем немного твердого Na2SO3 
5Na2SO3+3H2SO4+2KMnO4=5Na2SO4+2MnSO4+ K2SO4 +3H2O 
Восстановление: MnO4-+ 8H++ 5e- →Mn2++ 4H2O 
Окисление: SO32- + H2O - 2e- →SO42- + 2H+ 
Суммарное ионное уравнение 
2MnO4 - + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- 
 
Опыт № 11 
Наливаю в пробирку ~0,5 мл раствора разбавленной серной кислоты и добаляю 2 
капли KMnO4 . Затем добавляю по каплям раствор Fe2+. В результате изчез 
характерный для иона MnO4- цвет раствора. 
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 
10 MnO4- (aq)+ 10 Fe2+ (aq)+ 8 H+(aq) → 2Mn2+(aq) +5 Fe3+(aq) + 28H2O (l) 
 
Mn 7+ +5e- → Mn 2+            1          окислитель 
Fe2+  - 1e- → Fe3+                       5          восстановитель 
 
 
 
 
Опыт №12 
К раствору K2Cr2O7 (1-2 мл) добавить ~ 1мл разбавленной серной кислоты и раствор 
с ионами Fe2+. Раствор теряет свой характерный цвет. 
Реакция : 
6 FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 --> 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 
 
Fe2+- 1 e- --> Fe3+          3   6     восстановитель 
Cr6+ + 3 e-  -> Cr6+         1   2     окислитель