Pomocou lievika a sklenenej tyčinky nalejte hliníkové piliny do nádoby reaktora, potom vylúhujte, uzatvorte otvor kúskom lepiacej pásky a obsah pretrepte. Potom pripojte prijímač. Jeho spodný otvor (na uvoľnenie vodíka) musí byť uzavretý klincom. Jemne namažte spojenie reaktora a prijímača alabastrovou kašou (vezmite to dosť). Po čakaní 5 minút vysušte spojenie sušičom vlasov asi 4-5 minút.

Teraz opatrne zabalíme mokrú vatu na plechovku prijímača, ustúpime od okrajov 5-8 mm a zafixujeme tenkým drôtom.

Najprv odstráňte zátku na nechty. Potom plechovku s reakčnou zmesou postupne zohrievame horákom (na úsporu môžete použiť fúkač).

Na ohrev som použil butánovú plechovku a vyššie spomínanú veľkú trysku horáka. Horľavý plyn vo vnútri plechovky sa ochladzuje a časom plameň mierne klesá, takže som musel butánovú plechovku zohrievať ručne.

Uistite sa, že polovica "retorty" je zahriata na oranžové teplo, hrdlo prijímača musí byť zahriate na začiatok červeného tepla. Zahrievajte asi 13-14 minút. Reakcia je spočiatku sprevádzaná objavením sa fialového plameňa vychádzajúceho z prijímača, potom sa postupne znižuje a mizne, potom môžete otvor zmenšiť vložením klinca (voľne as medzerou). Počas reakcie postupne navlhčite vatu pomocou pipety, čím zabránite vniknutiu vody do kĺbov.

Po zastavení ohrevu pevne zasuňte zástrčku. Nechajte prístroj vychladnúť na izbovú teplotu! Len som to vytiahol do chladu. Potom odstránime vatu a vymažeme stopy vody.

Vopred pripravte miesto, kde budete zoškrabovať draslík z prijímača. Dávajte pozor na nebezpečenstvo požiaru! Mali by ste mať benzín, pinzetu, domácu škrabku, nádobu na uskladnenie draslíka s inertnou tekutinou, ako je petrolej alebo olej. Je žiaduce, aby kvapalina bola vysušená. Oškrabeme omietku a oddelíme prijímač. Okamžite položíme kúsok polyetylénu na hrdlo prijímača a zatlačíme ho plastelínou (alebo vopred urobíme korok). Otvárame polovice prijímača, hlavná časť draslíka kondenzovaná v ľavej strane (ktorá bola pripevnená k reaktoru hrdlom), vnútri pravej strany boli len stopy draslíka (štruktúra prijímača je znázornená na obr. fotografia). Do ľavej strany nalejte benzín (ja som použil hexán). Deje sa tak na ochranu kovu pred oxidáciou (benzín je dobrý, pretože potom sa odparí bez stopy a bude možné znova použiť chladničku bez narušenia sadrového tmelu). Operácia sa vykonáva v ochranných okuliaroch!

Pomocou špachtle zoškrabte kov zo stien a potom ho pomocou pinzety vložte do skladovacej nádoby. Pamätajte, že malé kúsky draslíka oxidujú na vzduchu tak rýchlo, že sa môžu vznietiť. To sa dá ľahko zistiť, ak zaschnutý kúsok draslíka opatrne vyrovnáte nožom na papier (najlepšie filtračný alebo toaletný papier) - draslík sa zvyčajne zapáli. Časť kovu sa ukáže vo forme malých triesok a zŕn. Môžu sa zbierať prepláchnutím benzínom v skladovacej nádobe alebo suchom pohári. Sú užitočné pri reakcii s vodou: aj malé zrná horia krásnymi fialovými svetlami.

Podarilo sa mi nazbierať do fľaštičky asi 1,1 g draslíka (0,7-0,8 g vo forme kompaktnej hmoty). Celkovo sa vytvorilo asi 1,3 g kovu. Časť draslíka som nezozbieral vo forme zvyškov, odsal som ho papierom z hexánu a preniesol do vody pomocou pinzety (vhodné je len striasť zrná z papiera). Po reakcii je potrebné odstrániť stopy kovu z prijímača, stačí hodiť pravú polovicu ("spodok") do vody na natiahnutú ruku a okamžite sa vzdialiť. Ľavú polovicu nechajte ležať na vzduchu, kým stopy draslíka čiastočne nezoxidujú, potom ich odstráňte vlhkou vatou na drôte (bez poškodenia sadrového tmelu). Potom prijímač opláchnite pipetou a osušte vreckovkou (dávajte pozor, aby ste otvorom nemierili na seba).

Draslík - devätnásty prvok periodickej tabuľky Mendelejeva, patrí medzi alkalické kovy. Je to jednoduchá látka, ktorá za normálnych podmienok zostáva v pevnom stave. stav agregácie. Draslík vrie pri teplote 761 °C. Teplota topenia prvku je 63 °C. Draslík má striebristo-bielu farbu s kovovým leskom.

Chemické vlastnosti draslíka

Draslík - ktorý má vysokú chemickú aktivitu, preto ho nemožno skladovať na čerstvom vzduchu: alkalický kov okamžite reaguje s okolitými látkami. Tento chemický prvok patrí do skupiny I a obdobia IV periodickej tabuľky. Draslík má všetky charakteristické vlastnosti kovov.

Interaguje s jednoduché látky, ktoré zahŕňajú halogény (bróm, chlór, fluór, jód) a fosfor, dusík a kyslík. Interakcia draslíka s kyslíkom sa nazýva oxidácia. Pri tejto chemickej reakcii dochádza k spotrebe kyslíka a draslíka v molárnom pomere 4:1, výsledkom čoho je vznik oxidu draselného v množstve dvoch dielov. Táto interakcia môže byť vyjadrená reakčnou rovnicou:

4K + O₂ \u003d 2K₂O

Počas spaľovania draslíka sa pozoruje plameň jasne fialovej farby.

Takáto interakcia sa považuje za kvalitatívnu reakciu na stanovenie draslíka. Reakcie draslíka s halogénmi sú pomenované podľa názvov chemických prvkov: sú to fluorácia, jodácia, bromácia, chlorácia. Takéto interakcie sú adičné reakcie. Príkladom je reakcia medzi draslíkom a chlórom, pri ktorej vzniká chlorid draselný. Na uskutočnenie takejto interakcie sa odoberú dva móly draslíka a jeden mól. V dôsledku toho sa vytvoria dva móly draslíka:

2K + СІ₂ = 2KІ

Molekulárna štruktúra chloridu draselného

Pri spaľovaní na čerstvom vzduchu sa draslík a dusík spotrebúvajú v molárnom pomere 6:1. V dôsledku tejto interakcie sa tvorí nitrid draselný v množstve dvoch častí:

6K + N2 = 2K3N

Zložkou sú zeleno-čierne kryštály. Draslík reaguje s fosforom rovnakým spôsobom. Ak vezmete 3 móly draslíka a 1 mól fosforu, dostanete 1 mól fosfidu:

3K + P = K3P

Draslík reaguje s vodíkom za vzniku hydridu:

2K + N2 = 2KN

Všetky adičné reakcie prebiehajú pri vysokých teplotách

Interakcia draslíka s komplexnými látkami

Medzi komplexné látky, s ktorými draslík reaguje, patrí voda, soli, kyseliny a oxidy. Keďže draslík je aktívny kov, vytesňuje atómy vodíka z ich zlúčenín. Príkladom je reakcia medzi draslíkom a kyselina chlorovodíková. Na jeho realizáciu sa odoberú 2 móly draslíka a kyseliny. V dôsledku reakcie sa vytvoria 2 móly chloridu draselného a 1 mól vodíka:

2K + 2HCI = 2KSI + H2

Podrobnejšie je potrebné zvážiť proces interakcie draslíka s vodou. Draslík prudko reaguje s vodou. Pohybuje sa po hladine vody, tlačí ho uvoľnený vodík:

2K + 2H20 = 2KOH + H2

Počas reakcie sa za jednotku času uvoľní veľa tepla, čo vedie k vznieteniu draslíka a uvoľneného vodíka. Je to veľmi zaujímavý proces: pri kontakte s vodou sa draslík okamžite zapáli, fialový plameň praská a rýchlo sa pohybuje po povrchu vody. Na konci reakcie nastáva záblesk so striekaním kvapiek horiaceho draslíka a produktov reakcie.

Reakcia draslíka s vodou

Základné finálny produkt reakcie draslíka s vodou - hydroxid draselný (zásady). Rovnica pre reakciu draslíka s vodou:

4K + 2H20 + 02 = 4KOH

Pozor! Nepokúšajte sa zopakovať túto skúsenosť sami!

Ak sa experiment vykoná nesprávne, môžete sa popáliť zásadami. Na reakciu sa zvyčajne používa kryštalizátor s vodou, do ktorého je umiestnený kúsok draslíka. Len čo vodík prestane horieť, mnohí sa chcú pozrieť do kryštalizátora. V tomto okamihu nastáva konečná fáza reakcie draslíka s vodou sprevádzaná slabým výbuchom a striekaním výslednej horúcej zásady. Preto z bezpečnostných dôvodov stojí za to udržiavať určitú vzdialenosť od laboratórneho stola, kým sa reakcia neskončí. nájdete tie najúžasnejšie zážitky, ktoré môžete so svojimi deťmi doma zažiť.

Štruktúra draslíka

Atóm draslíka pozostáva z jadra obsahujúceho protóny a neutróny a okolo neho sa otáčajúce elektróny. Počet elektrónov sa vždy rovná počtu protónov vo vnútri jadra. Keď sa elektrón odpojí alebo pripojí k atómu, prestane byť neutrálny a zmení sa na ión. Ióny sa delia na katióny a anióny. Katióny majú kladný náboj, anióny záporný náboj. Keď je elektrón pripojený k atómu, stáva sa aniónom; ak jeden z elektrónov opustí svoju dráhu, neutrálny atóm sa zmení na katión.

Sériové číslo draslíka v periodická tabuľka Mendelejev - 19. Takže, protóny v jadre chemický prvok je ich aj 19. Záver: okolo jadra je elektrónov 19. Počet protónov v štruktúre určíme takto: od r. atómová hmotnosť odčítajte sériové číslo chemického prvku. Záver: v jadre draslíka je 20 protónov. Draslík patrí do IV obdobia, má 4 "obežné dráhy", na ktorých sú rovnomerne rozložené elektróny, ktoré sú v neustálom pohybe. Na prvej "orbite" sú 2 elektróny, na druhej - 8; na tretej a na poslednej, štvrtej „orbite“ rotuje 1 elektrón. Toto vysvetľuje vysoký stupeň chemická aktivita draslíka: jeho posledná „obežná dráha“ nie je úplne zaplnená, takže prvok má tendenciu spájať sa s inými atómami. V dôsledku toho sa elektróny posledných obežných dráh týchto dvoch prvkov stanú spoločnými.

Téma 1.6. Redoxné reakcie.

Otázky na predtým preštudovanú tému:

1. V akých prípadoch počas elektrolýzy vodných roztokov solí:

a) vodík sa uvoľňuje na katóde;

b) na anóde sa uvoľňuje kyslík;

c) dochádza k súčasnej redukcii katiónov kovov a katiónov vodíka vo vode?

1. Aké procesy prebiehajúce na elektródach spája všeobecný názov „elektrolýza“?
2. Aký je rozdiel medzi elektrolýzou taveniny hydroxidu sodného a elektrolýzou jej roztoku?
3. Ku ktorému pólu batérie – kladnému alebo zápornému – má byť pripojená kovová časť, keď je pochrómovaná.
4. Odhaliť význam elektrolýzy; koncepcia - elektrolýza.
5. Aký druh chemické procesy sa vyskytujú na katóde a anóde pri elektrolýze roztoku jodidu draselného? Tavenina jodidu draselného?
6. Vytvorte schémy elektrolýzy pomocou uhlíkových elektród tavenín a roztokov nasledujúcich solí: KCl.
7. V akom poradí sa budú redukovať katióny pri elektrolýze ich solí rovnakej koncentrácie (nerozpustné na anóde) zloženia: Al, Sn, Ag, Mn?
8. Vysvetlite, prečo sa kovový draslík nedá získať na uhlíkových elektródach elektrolýzou vodný roztok chlorid draselný, ale možno ho získať elektrolýzou taveniny tejto soli?
9. Počas elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu strieborného na katóde vzniká:

a) Ag b) NO 2 c) NO d) H 2 ?

vedieť základné pojmy a podstata oxidačného redukujúce reakcie, pravidlá pre zostavovanie redoxných reakcií metódou elektronickej váhy;

byť schopný klasifikovať reakcie z hľadiska oxidačného stavu; definovať a uplatňovať pojmy: „oxidačný stav“, „oxidačné činidlá a redukčné činidlá“, „oxidačné a redukčné procesy“; zostaviť elektronickú súvahu za redox reakcie a aplikujte ho na usporiadanie koeficientov v molekulovej rovnici.

Zmena vlastností prvkov v závislosti od štruktúry ich atómov

Predtým som študoval typy chemické reakcie, štruktúra molekúl, vzťah hlavných tried chemické zlúčeniny, môžeme povedať, že väčšina reakcií - adícia, rozklad a substitúcia, prebieha so zmenou oxidačného stavu atómov reagujúcich látok a len pri výmenných reakciách k tomu nedochádza.

Reakcie, ktoré menia oxidačný stav prvkov, sa nazývajú redoxné reakcie.

Existuje niekoľko spôsobov, ako napísať rovnice pre redoxné reakcie. Zastavme sa pri metóde elektronickej váhy založenej na definícii celkový počet pohybujúce sa elektróny. Napríklad:

MnO2 + KClO3 + KOH \u003d K2MnO4 + KCl + H20

Určujeme atómy, ktorých prvky zmenili oxidačný stav:

Mn → Mn Cl → Cl

Určte počet stratených (-) a prijatých (+) elektrónov:

Mn - 2 e→ MnCl + 6 e→ Сl

Počet stratených a získaných elektrónov by mal byť rovnaký. Oba procesy polovičných reakcií sú znázornené nasledovne:

redukčné činidlo Mn - 2 eˉ → Мn 3 3Мn – 6 eˉ → 3Mn oxidácia

oxidačné činidlo Cl + 6 eˉ → Сl 1 Сl + 6 eˉ → Сl zotavenie

Hlavné koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo sa prenášajú do reakčnej rovnice

3MnO2 + KCl03 + 6KOH \u003d 3K 2 MnO4 + KCl + 3H20

Proces premeny mangánu +4 na mangán +6 je pokles spätného rázu (strata) elektrónov, t.j. oxidácia; proces premeny Cl(+5) na Cl(-1) je procesom získavania elektrónov, t.j. proces obnovy. V tomto prípade je látka Mn02 redukčné činidlo a KClO3 je oxidačné činidlo.

Niekedy jedna z látok zapojených do reakcie vykonáva dve funkcie naraz: oxidačné činidlo (alebo redukčné činidlo) a látku tvoriacu soľ. Uvažujme ako príklad reakciu

Zn + HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + NH4NO3 + H20

Pripravte polovičné reakcie pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Zinok stráca dva elektróny a dusík N(+5) získava osem elektrónov:

Zn-2 eˉ → Zn 8 4

N+8 eˉ → N 2 1

Oxidácia štyroch atómov zinku teda vyžaduje osem molekúl HNO 3 a dve molekuly HNO 3 na tvorbu soli.

4Zn + 2HN03 + 8HN03 \u003d 4Zn (N03)2 + NH4NO3 + 3H20

4Zn + 10HNO3 \u003d 4Zn (N03)2 + NH4NO3 + 3H20

Typy rovníc redoxných reakcií.

Základné oxidačné a redukčné činidlá.

Redoxné reakcie sú rozdelené do troch skupín: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné reakcie.

Reakcie, pri ktorých je jedna látka oxidačným činidlom a druhá redukčným činidlom, sa nazývajú intermolekulárne reakcie, napríklad:

2KMnO4 + 16HCl \u003d 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H20

Medzimolekulárne reakcie zahŕňajú aj reakcie medzi látkami, v ktorých interagujúce atómy toho istého prvku majú rôzne oxidačné stavy:

2H2S + S02 \u003d 3S + 2H20

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov v tej istej molekule, sa nazývajú intramolekulárne reakcie, napríklad:

2KClO 3 \u003d 2 KCl + 3O 2

Intramolekulárne reakcie zahŕňajú reakcie, v ktorých atómy toho istého prvku majú rôzne oxidačné stavy:

NH4NO3 \u003d N20 + H20

Reakcie, pri ktorých oxidačné a redukčné funkcie vykonávajú atómy toho istého prvku v rovnakom oxidačnom stave, sa nazývajú disproporčné reakcie, napríklad:

2Nа 2 O 2 + 2СО 2 = 2NаСО 3 + О 2

Oxidačné činidlá

Meradlom oxidačnej schopnosti atómu alebo iónu, ako už bolo uvedené, je elektrónová afinita, t.j. ich schopnosť prijímať elektróny.

Oxidačné činidlá sú:

1. Všetky atómy nekovov. Najsilnejšími oxidačnými činidlami sú atómy halogénov, pretože sú schopné prijať iba jeden elektrón. S poklesom čísla skupiny klesajú oxidačné schopnosti v nich nachádzajúcich sa nekovových atómov. Preto sú atómy nekovov skupiny IV najslabšími oxidačnými činidlami. V skupinách zhora nadol oxidačné vlastnosti ubúdajú aj atómy nekovov v dôsledku zväčšovania polomerov atómov.

2. Kladne nabité ióny kovov v stave vysoký stupeň oxidácia, napr.

KMnO 4, K 2 CrO 4, V 2 O 5, MnO 2 atď.

Okrem toho sú oxidačné činidlá kovové ióny s nízkym oxidačným stavom, napríklad:

Ag, Hg, Fe, Cu atď.

3. Koncentrované kyseliny HNO 3 a H 2 SO 4 .

Reštaurátori

Reštaurátormi môžu byť:

1. Atómy všetkých prvkov okrem He, Ne, Ar, F. Najľahšie strácajú elektróny atómy tých prvkov, ktoré majú na poslednej vrstve jeden, dva, tri elektróny.

2. Kladne nabité ióny kovov v nízkom oxidačnom stave, napríklad:

Fe, Cr, Mn, Sn, Cu.

3. Záporne nabité ióny, napríklad: Сlˉ, Вгˉ, Iˉ, S 2 ˉ.

4. Slabé kyseliny a ich soli, napríklad: H2S03 a K2S03; HNO 2 a KNO 2.

Otázky na študovanú tému:

1. Aké reakcie sa nazývajú redoxné reakcie? Ako sa redoxné reakcie líšia od iných chemických reakcií?

1. Prečo kovy v zlúčeninách vykazujú iba kladné oxidačné stavy, kým nekovy kladné aj záporné?
2. Ktoré látky sa nazývajú oxidačné činidlá a ktoré sú redukčné činidlá?
3. Ako možno použiť relatívnu elektronegativitu na posúdenie povahy väzby medzi atómami v molekule?
4. Aký je vzťah medzi energiou elektrónovej afinity a oxidačnou silou chemického prvku?
5. Aké zložité látky sa vyznačujú iba oxidačnými vlastnosťami? V ktorých prípadoch komplexné látky môže pôsobiť ako oxidačné a redukčné činidlo?
6. V nasledujúcich reakčných rovniciach určite oxidačné činidlo a redukčné činidlo, ich oxidačný stav, usporiadajte koeficienty:

a) HgS + HNO 3 + Hcl → HgCl 2 + S + NO + H 2 O

b) SnCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Sn (SO 4) 2 + SnCl 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

c) AsH 3 + AgNO 3 + H 2 O → H 3 AsO 4 + Ag + HNO 3

1. V nasledujúcich reakciách, v ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo v rovnakej látke (reakcie intramolekulárnej oxidácie - redukcie), usporiadajte koeficienty:

a) NH4N03 -> N20 + H20

b) KCl03 -> KCl + O2

c) Ag 2 O → Ag + O 2

1. Pre disproporcionačné reakcie (samooxidácia - samoliečenie) napíšte elektronické obvody a usporiadajte koeficienty:

a) K 2 MnO 4 + H 2 O → KMnO 4 + MnO 2 + KOH

b) Hcl03 -> Cl02 + Hcl04

c) HN02 → HN03 + NO + H20

1. Ktoré z nasledujúcich reakcií sú intramolekulárne a ktoré sú disproporcionačné reakcie:

a) Hg (NO 3) 2 → Hg + N02 + O2

b) Cu (N03)2 → CuO + N02 + O2

c) K2SO3 → K2SO4 + K2S

d) (NH4)2Cr207 → N2 + Cr203 + H20

Vyberte koeficienty pre každú reakciu.

Literatúra: 1, 2,3.