Химия: Методические указания к выполнению лабораторных работ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

СЕВЕРО-ЗАПАДНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЗАОЧНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра химии

ХИМИЯ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

Энергетический факультет Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Факультет информационных технологий и систем управления Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 220100 – вычислительные машины, комплексы, системы и сети Факультет радиоэлектроники Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Факультет экономики и управления на автомобильном транспорте Специальности подготовки дипломированных специалистов – все; Экономико-гуманитарный факультет Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 060400 – финансы и кредит, 061100 – менеджмент организации; Факультет технологии и автоматизации управления в машиностроении Специальности подготовки дипломированных специалистов – все, кроме 330200 – инженерная защита окружающей среды (химическая промышленность); Факультет системного анализа и естественных наук Специальности подготовки дипломированных специалистов – все. Направления подготовки дипломированных специалистов – все специальности Направления подготовки бакалавров – все специальности Санкт-Петеpбург 2005

Утверждено редакционно-издательским советом университета УДК 54(07) ХИМИЯ: МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ. - СПб.: СЗТУ, 2005. - 114 с.

ВЫПОЛНЕНИЮ

Настоящее издание предназначено студентам 1 курса всех инженернотехнических (нехимических) специальностей за исключением специальностей: 220100 – «Вычислительные машины, комплексы, системы и сети», и всех направлений, 060400 – «Финансы и кредит», 061100 – «Менеджмент организации», 330200 – «Инженерная защита окружающей среды (химическая промышленность)». Методические указания содержат описания методик выполнения лабораторных опытов. Кратко рассмотрены теоретические положения тем "Химическая кинетика и химическое равновесие", "Растворы электролитов", "Окислительно-восстановительные реакции", "Основы электрохимии". Приведены примеры и решения типичных задач и образцы тестов, необходимые для самостоятельной подготовки студентов к сдаче коллоквиумов по темам лабораторных работ. Рассмотрено на заседании кафедры химии 20 июня 2005 г., одобрено методической комиссией факультета технологии веществ и материалов 23 июня 2005г. Рецензенты: кафедра химии СЗТУ (зав. кафедpой Г.С. Зенин, д-р техн. наук, пpоф.); М. С. Гутенев, д-р хим. наук, проф. кафедры общей химии Санкт-Петербургского технического университета. Составитель И.А. Пресс, канд. хим. наук, проф.

© Северо-Западный государственный заочный технический университет, 2005 2

ОБЩИЕ УКАЗАНИЯ Лабораторный практикум является одним из этапов изучения учебной дисциплины "Химия". Наряду с зачтенной контрольной работой, тетрадь с отчетами о выполнении лабораторных работ и результатами тестирования по каждой теме, завизированными преподавателем, является документом, необходимым для получения допуска к экзамену. Студенты, не выполнившие необходимые требования, к сдаче экзаменов не допускаются! Лабораторный практикум для студентов нехимических специальностей включает лабораторные работы по следующим темам учебной программы: "Химическая кинетика и равновесие", "Растворы электролитов", "Окислительно-восстановительные реакции" и "Основы электрохимии". Подготовка к каждой лабораторной работе подразумевает изучение теоретического материала по соответствующей теме. Перед выполнением лабораторной работы проводится тестовый контроль знаний. Результаты тестового контроля по каждой теме фиксируются в лабораторной тетради и подписываются преподавателем. Только положительный результат тестирования дает возможность приступить к выполнению экспериментальной части работы. Для теоретической подготовки следует использовать лекционный конспект и учебно-методическую литературу (стр.4). Основные теоретические положения каждой темы, вопросы для подготовки к работе, а также примеры и решения типичных тестовых заданий1, приведены в настоящей брошюре. Перед выполнением экспериментальной части работы следует прежде всего изучить содержание "Инструкции по технике безопасности и правилам поведения студентов в лаборатории химии" и взять на себя обязательства ей неукоснительно следовать, о чем делается соответствующая запись в "Журнале учета прохождения студентами инструктажа по технике безопасности". Задания на лабораторную работу (как правило, индивидуальные) выдаются преподавателем, проводящим занятия. Прежде чем выполнять опыт, необхо1

правильные ответы на тестовые задания см. стр.112 3

димо внимательно прочитать его описание в «Методических указаниях», а в случае необходимости обратиться за разъяснениями или уточнениями к преподавателю или дежурному лаборанту. После выполнения экспериментов необходимо оформить отчет. В конце занятия преподаватель проверяет отчет и подписывает его.

ЛИТЕРАТУРА 1. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб.: Химия, 1994. 2. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983 - 1988. 3. Пресс И.А., Превращение вещества. Учебное пособие. – СПб, СЗТУ, 2004 4. Прохорова Л.Б. Химия. Химическая кинетика и равновесие. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1998. 4. Пресс И.А., Химия. Растворы. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1998 5. Сраго И.А., Химия. Окислительно-восстановительные реакции. Текст лекций. - СПб.: СЗПИ, 1997. 6. Равдель Б.А., Сраго И.А., Химия. Основы электрохимии. Текст лекций. – СПб.: СЗПИ, 1997.

.

4

Р а б о т а 1 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ 1. Цель работы Ознакомление с кинетическими закономерностями протекания химических реакций, с особенностями обратимых химических взаимодействий; экспериментальное изучение влияния различных факторов на скорость реакции и направление смещения химического равновесия. 2. Вопросы для подготовки к работе 1. Что такое скорость химической реакции? 2. От каких основных факторов зависит величина скорости реакции? 3. Как зависит скорость реакции от температуры? 4. Что такое кинетическое уравнение? 5. Как экспериментально определить порядок реакции по данному реагенту? 6. По какому признаку классифицируют реакции на экзо- и эндотермические? 7. Что понимается под обратимостью химических реакций? 8. В чем заключается динамический характер химического равновесия? 9. Как составить выражение для константы химического равновесия? 10. Как можно прогнозировать направление смещения химического равновесия при изменении условий проведения реакции (температуры, давления, концентраций веществ)?

5

3. Основные теоретические положения Скорость химической реакции Химические взаимодействия осуществляются как в определенной области пространства, так и в определенном временном интервале. Это позволяет характеризовать химический процесс величиной скорости. Диапазон скоростей химических реакций широк: реакция может завершиться за доли секунды (взрыв), продолжаться в течение нескольких лет или даже нескольких геологических периодов. К числу медленно протекающих процессов можно отнести, например, коррозию металлов, фотосинтез. Для завершения реакции ферментации виноградного сока, в результате которого образуется вино, требуется несколько месяцев. По характеру протекания химические реакции делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные процессы происходят в однофазной, однородной (гомогенной) среде. Для таких процессов характерным является протекание химического взаимодействия равномерно по всему объему реакционной системы. Примерами могут служить газовые реакции или реакции в растворах. Гетерогенные химические реакции происходят в многофазной, неоднородной (гетерогенной) среде. В этом случае химический процесс происходит на поверхности раздела фаз. Например, опустив цинковую пластинку в раствор кислоты, можно наблюдать выделение газообразных продуктов исключительно на поверхности металлической пластинки. В ходе химической реакции концентрации веществ непрерывно изменяются: исходные вещества расходуются – их концентрации понижаются, продукты реакции накапливаются – их концентрации растут. Химическую реакцию принято отображать химическим уравнением, в левой части (слева от знака равенства) которого представляют формулы исходных веществ (реагентов), а в правой части (справа от знака равенства) – формулы конечных веществ (продуктов взаимодействия). 6

aA + bB = cC + dD реагенты

продукты реакции

Среднюю скорость гомогенной реакции можно оценить изменением концентраций веществ (ΔC) в единицу времени (τ). Поскольку величина скорости может быть только положительной, берется модуль соответствующего отношения):

V=

ΔC Δτ

Истинная, или мгновенная, скорость гомогенной реакции (скорость в данный момент времени) выражается пределом, к которому стремится отношение

ΔC при Δτ → 0, т.е. первой производной концентрации по времени: Δτ V=

dC . dτ

Для экспериментального определения величины скорости химической реакции необходимо следить за концентрацией исходных веществ и продуктов реакции через определенные промежутки времени. Если одним из продуктов реакции является газ, наблюдение за изменением его объема позволяет оценить и скорость реакции. В первом приближении скорость реакции можно оценить по величине

1 V = , где τ – интервал времени, проходящий от момента введения исходных τ веществ в реакцию до момента обнаружения каких-либо видимых изменений в системе (изменение цвета, прозрачности, образования осадка и т.п.). Такая временная характеристика скорости реакции наиболее проста в экспериментальном отношении и может быть использована (как относительная величина) для сравнения скоростей химических реакций, проводимых при разных условиях. Это позволяет изучать зависимость скорости реакции от различных факторов.

7

Действительно, одна и та же реакция может характеризоваться разными значениями скоростей при разных условиях ее проведения. Так, нагревание повышает скорость любой реакции, охлаждение замедляет химические процессы (именно это обстоятельство мы используем при хранении продуктов питания в холодильнике). Концентрированная кислота, как правило, энергичнее растворяет металл, чем разбавленная. Попытка поджечь кусочек сахара закончится неудачно, однако, если предварительно посыпать этот кусочек пеплом сигареты, он ярко вспыхивает и быстро сгорает. Обычное железо окисляется кислородом воздуха очень медленно, тогда как мелкодисперсный железный порошок (так называемое пирофорное железо) на воздухе самовозгорается; смесь паров бензина и воздуха взрывается, а жидкий бензин горит достаточно спокойно. Можно обобщить многочисленные наблюдения подобного рода и сформулировать основные факторы, от которых зависит величина скорости химических реакций: - природа реагирующих веществ, - температура, - концентрации реагирующих веществ, - катализаторы, - площадь поверхности (для реакций с участием твердых веществ). В ходе лабораторной работы Вам предстоит изучить зависимость скорости реакции от двух из них, температуры и концентрации реагирующих веществ. Температурный фактор широко используется на практике для ускорения или замедления химических взаимодействий. Скорость большинства химических реакций резко возрастает с увеличением температуры. Приблизительно увеличение скорости при нагревании можно оценить с помощью правила ВантГоффа: при повышении температуры на каждые 10 -50 С скорость реакции увеличивается примерно в 2 - 4 раза. Формула Вант-Гоффа позволяет рассчитать, во сколько раз возрастает скорость реакции при заданном увеличении температуры: 8

Vt 2

=

Vt1

t 2 -t1 γ 10

где

Vt 2

– скорость реакции при температуре t2,

Vt1 – скорость реакции при температуре t1, γ – температурный коэффициент реакции. Пример 1. Во сколько раз увеличится скорость некоторой реакции, температурный

коэффициент которой равен 3, при повышении температуры от 20 до 60оС?

Vt 2 Vt 1

=γ

t 2 -t1 10

=3

60-20 10

=3

4

= 81

Пример 2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если

при понижении температуры с 70 до 20оС ее скорость уменьшилась в 32 раза?

Vt 2 Vt 1

=γ

32 = γ 32 = γ

t 2 -t1 10

70-20 10 5

γ=2

9

Пример 3. На сколько градусов повысили температуру, если скорость реакции,

для которой γ = 5, увеличилась в 125 раз?

Vt 2 Vt 1

=γ

125 = 5

t 2 -t1 10

t 2 − t1 10

t 2 − t1 =3 10 t2 – t1 = 300 C Зависимость скорости реакции a A + b B = c C + d D от текущих концентраций реагирующих веществ выражается кинетическим уравнением:

V = kC Am ⋅ CBn где CA, CB – текущие концентрации веществ A и B, соответственно, k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. m – частный порядок реакции по реагенту A, n – частный порядок реакции по реагенту B Сумма частных порядков (m + n) называется общим порядком реакции). Следует иметь в виду, что в кинетическое уравнение гетерогенной реакции записывают только концентрации газообразных веществ (для систем "газжидкость" или "газ–твердая фаза") и растворенных веществ (для систем "раствор–твердая фаза"). Частный порядок реакции по данному реагенту указывает на характер зависимости скорости реакции от концентрации этого реагента. Порядок реакции является постоянной величиной, которая может принимать не только целочисленные, но и дробные значения. Порядок реакции существенно зависит от ме-

10

ханизма процесса и чаще всего не совпадает с соответствующими стехиометрическими коэффициентами. Частный порядок реакции по данному реагенту можно определить исключительно экспериментальным путем. Для этого необходимо провести изучаемую реакцию несколько раз, варьируя начальную концентрацию этого реагента (при этом концентрации других реагентов остаются постоянными) и измеряя каждый раз величину скорости. На основании полученных экспериментальных данных нужно построить график зависимости скорости реакции от концентрации реагента. По виду полученного графика можно оценить величину частного порядка: 1. прямая, параллельная оси абсцисс – частный порядок равен нулю; 2. прямая, исходящая из начала координат – частный порядок равен единице; 3. ветвь параболы – частный порядок < 1 или > 1 (в зависимости от порядка параболы). При построении графика следует руководствоваться следующими правилами:

- для графика необходимо отвести поле не менее 1/2 тетрадного листа; - масштаб следует выбирать таким образом, чтобы график занимал все поле чертежа; - масштабы по осям x и y могут быть разными; - точка пересечения координатных осей должна соответствовать либо нулевым значениям аргумента и функции, либо целым числам, ближайшим к их минимальным значениям, полученным экспериментально; - если значения аргумента или функции представляют собой очень малые числа, то на оси удобно откладывать кратные величины (например, вместо чисел 0.0033, 0.0054 и 0.0081 числа 3.3, 5.4 и 8.1); - масштабные единицы необходимо отмечать на осях координат через равные интервалы; - точки следует соединять плавной кривой (или прямой) таким образом, чтобы большинство из них лежало на кривой (или прямой) или располагалось по обе стороны от кривой (или прямой) на равном от нее расстоянии. 11

Пример 4. Экспериментальное изучение реакции:

2 NO (г) + 2 H2 (г) = N2 (г) + 2 H2O (г) показывает, что при увеличении концентрации оксида азота (II) вдвое скорость реакции возрастает в четыре раза, тогда как повышение концентрации водорода в два раза увеличивает скорость реакции также в два раза. Вычислить порядки реакции по NO и H2 и общий порядок реакции. Приведенные опытные данные свидетельствуют о том, что скорость данной реакции пропорциональна величинам C NO и CH2 , и, следовательно, характеризуется кинетическим уравнением: 2 V = C NO ⋅ CH2

Следовательно, эта реакция имеет второй порядок по оксиду азота (II) и первый порядок по водороду. Общий порядок данной реакции равен 2 + 1 = 3. Пример 5. Во сколько раз возрастет скорость реакции:

2 NO (г) + Cl2 (г) = 2 NOCl (г) 1) при увеличении концентрации оксида азота (II) в пять раз, если порядок реакции по данному реагенту равен 2? 2) при повышении давления в три раза, если порядки реакции по первому и второму реагенту равны, соответственно, 2 и 1. Кинетическое уравнение рассматриваемой реакции имеет вид: 2 V = CNO ⋅ CCl 2

Отсюда следует, что при увеличении концентрации NO в 5 раз скорость процесса возрастет в 52 = 25 раз. Повышение общего давления в системе в 3 раза равносильно одновременному повышению концентраций всех участников реакции в то же число раз. Следовательно, исходя из кинетического уравнения, скорость реакции увеличится в 32·3 = 27 раз.

12

Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы: наряду с прямой реакцией (взаимодействие исходных веществ) происходит и обратная (взаимодействие продуктов реакции между собой). Поскольку каждая из реакций непрерывно поставляет реагенты для реакции противоположного направления, ни одна из них не прекращается, и вся система в целом носит динамический характер. В уравнениях подобных реакций вместо знака равенства ставят знак обратимости: . В некоторый момент времени скорости прямого и обратного процессов выравниваются – в системе устанавливается химическое равновесие. Химическое равновесие является динамическим равновесием, поскольку при нем два противоположно направленных процесса протекают с равными скоростями. Концентрации веществ в состоянии равновесия называются равновесными концентрациями, они взаимосвязаны – изменение одной из них влечет за собой немедленное изменение остальных. Равновесные концентрации, в отличие от текущих концентраций, принято обозначать следующим образом: химическая формула данного вещества заключается в квадратные скобки, например, [NO] – равновесная концентрация оксида азота (II). Экспериментальные исследования показывают, что для обратимой реакции общего вида: aA + bB

cC + dD

в состоянии равновесия выполняется следующее соотношение между равновесными концентрациями веществ:

[C ] c ⋅ [ D ] d Kc = [ A] a ⋅ [ B ] b Приведенное соотношение есть математическое выражение закона химического равновесия (закона действия масс). Оно показывает, что произведения равновесных концентраций (в степенях, показатели которых равны соответствующим стехиометрическим коэффициентам) исходных веществ и продуктов

13

реакции связаны друг с другом через постоянную величину Kc, называемую константой химического равновесия. В случае гетерогенной системы следует учесть, что концентрации твердых и жидких индивидуальных веществ в выражение константы равновесия не входят. Выражение константы равновесия через концентрации веществ чаще всего используют для реакций в растворах. Для реакций с участием газов константу равновесия целесообразнее выражать через парциальные давления газов, в этом случае ее обозначают символом Kp. Например, для реакции 2 NO (г) + Cl2 (г)

2 NOCl (г)

2 p NOCl Kp = 2 p NO ⋅ pCl2

Пример 6. Составить выражение для константы равновесия:

N2(г) + 3 H2(г)

2 NH3(г)

Данное равновесие является примером гомогенного химического равновесия: все участники процесса – газообразные вещества.

Kp =

2 p NH 3

p N 2 ⋅ p H3 2

Пример 7. Составить выражение для константы равновесия:

CaCO3(тв)

CaO(тв) + CO2(г).

Это равновесие является гетерогенным. При составлении выражения для константы равновесия следует помнить об особенностях, связанных с концентрациями твердых веществ, поэтому: Kp = pCO2 где pCO2 – парциальное давление диоксида углерода.

14

Пример 8. Составить выражение для константы равновесия:

H2S(р) + 2NH4OH(р)

(NH4)2S(р) + 2H2O(ж)

Гомогенная реакция в растворе характеризуется следующим выражением для константы равновесия:

[( NH 4 ) 2 S ] ⋅ [ H 2O ]2 KC = [ H 2 S ] ⋅ [ NH 4OH ]2 Химическая система, достигшая состояния равновесия, будет находиться в нем до тех пор, пока не изменятся те условия, при которых это равновесие установилось. Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением химического равновесия. Если в результате изменения внешних условий начинает преобладать прямая реакция, то говорят, что равновесие сместилось вправо. Напротив, преимущественное ускорение обратной реакции, расценивается как смещение равновесия влево. Направление смещения равновесия можно прогнозировать с помощью принципа Ле Шателье: Если на равновесную систему оказать воздействие, изменив условия, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится так, чтобы оказанное воздействие уменьшилось.

Иными словами, при нарушении равновесия система стремится вновь вернуться в равновесное состояние (оно наиболее выгодно энергетически), поэтому при оказании на систему какого-либо воздействия ускоряется та реакция, протекание которой максимально противодействует вмешательству извне. На практике для смещения химического равновесия чаще всего используют изменения: -

температуры,

-

общего давления,

-

концентраций (парциальных давлений) веществ. 15

Влияние температуры на положение химического равновесия зависит от знака и величины теплового эффекта (ΔH). Отрицательные величины ΔH (ΔH < 0) характеризуют процессы, сопровождающиеся выделением тепла. Такие процессы называют экзотермическими. Положительные величины ΔH (ΔH > 0) отвечают процессам, протекающим с поглощением тепла. Такие процессы называют эндотермическими. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (ΔH > 0), понижение температуры, напротив, благоприятствует протеканию экзотермической реакции (ΔH < 0). Обратите внимание: величина теплового эффекта, указанная в химическом уравнении, соответствует прямой реакции. Величина ΔH обратной реакции имеет то же значение по абсолютной величине, но противоположна по знаку! Давление разумно менять в тех системах, где хотя бы один из участников находится в газообразном состоянии, и объем реакционной смеси в ходе реакции изменяется. Повышение давления смещает равновесие в сторону протекания реакции, в которой происходит уменьшение количеств газообразных веществ. Понижение давления – в сторону реакции с увеличением количеств газообразных веществ. Информацию о количествах веществ, выражаемых в моль, легко получить из уравнения реакции (стехиометрические коэффициенты при соответствующих формулах). Например, в прямой реакции: 2 SO2 (г) + O2 (г)

2 SO3 (г)

2 моль диоксида серы (SO2) взаимодействует с 1 моль кислорода (O2) и при этом образуется 2 моль триоксида серы (SO3), т.е. из трех моль исходных газообразных веществ образуется два моль газообразного продукта (количества газов уменьшаются).

16

Изменение концентраций веществ – наиболее действенный фактор для смещения равновесия в растворах, где влияния температуры и давления незначительны. Добавление в реакционную смесь какого-либо вещества смещает равновесие в сторону той реакции, где это вещество расходуется (его концентрация понижается). Отвод какого-либо вещества из реакционной системы – в сторону реакции, где данное вещество образуется (его концентрация повышается). Очевидно, добавление исходных веществ сместит равновесие в сторону прямой реакции, а добавление продуктов – в сторону обратной. Пример 9. Какими изменениями температуры, давления и концентраций ве-

ществ можно сместить равновесие влево в системе: CH4(г) + H2O(г)

CO(г) + 3 H2(г), ΔH > 0

Смещение равновесия влево означает его смещение в сторону обратной реакции. Тепловой эффект обратной реакции будет иметь противоположный знак: ΔН < 0 (тепло выделяется). Следовательно, для смещения равновесия в указанном направлении температуру следует понизить (по сравнению с равновесной). В обратной реакции из четырех моль газов (1 моль СO + 3 моль H2) образуется только два (1 моль CH4 + 1 моль H2), следовательно, эта реакция характеризуется уменьшением количества газообразных веществ. По этой причине для смещения равновесия в сторону обратной реакции следует повысить давление в системе. Добавление CO или H2, которые в обратной реакции расходуются, а также отвод из реакционной системы CH4 или H2O, которые в той же реакции образуются, также cместят равновесие влево.

17

Пример 10. В какой из указанных систем можно сместить равновесие вправо

уменьшением давления? 1. H2 (г) + Cl2 (г)

2 HCl (г)

2 2 H2 (г) + O2(г)

2 H2O (г)

3 NH3 (г) + HCl(г) 4 N2 (г) + O2 (г) 5 N2 O4 (г)

NH4Cl (тв) 2 NO (г)

2 NO2 (г)

Для решения данной задачи необходимо проанализировать изменение количеств газообразных веществ в прямой реакции: 1. 1 моль H2 + 1 моль Cl2 → 2 моль HCl (не изменяются) 2. 2 моль H2 + 1 моль O2 → 2 моль H2O (уменьшаются) 3. 1 моль NH3 + 1 моль HCl → 0 моль газов (уменьшаются) 4. 1 моль N2 + 1 моль O2 → 2 моль NO (не изменяются) 5. 1 моль N2O4 → 2 моль NO2 (увеличиваются) Согласно условию задачи необходимо разыскать такую систему, в которой в прямой реакции происходит увеличение количества газообразных веществ. Очевидно, этому требованию удовлетворяет последняя реакция.

18

4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А2,3 1. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 60 С ее скорость уменьшилась в 64 раза?

1. 8 2. 4 3. 2 4. 5 5. 3 2. Скорость прямой реакции в системе: 2 NO(г) + Br2(г)

2 NOBr(г)

увеличилась в 16 раз при увеличении концентрации оксида азота (II) в 4 раза или при увеличении концентрации брома в 16 раз. Каковы порядки реакции по указанным реагентам, а также общий порядок этой реакции?

1. 2, 2, 4 2. 2, 1, 3 3. 1, 2, 3 4. 2, 2, 2 5. 8, 8, 16 4. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении в 5 раз давления в той же системе?

1. 5 2. 25 3. 125 4. 75 5. 30

2 3

необходимо указать номер правильного ответа правильные ответы смотрите на стр. 112 19

4. Как можно сместить вправо равновесие в системе 2 СO(г) +4O2(г)

2 CO2(г), ΔH = -566,4 кДж?

1. повышением температуры 2. уменьшением концентрации O2 3. увеличением концентрации СO2 4 понижением температуры 5. понижением давления 5. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие влево путем повышения давления?

1 3 H2(г) + N2(г) 2. 2 NO2(г)

2 NH3(г)

2 NO(г) + O2(г)

3. 2 H2S(г) + 3 O2(г) 4. S(тв) + O2(г)

2 SO2(г) + 2 H2O(г)

SO2(г)

5. 2 SO2(г) + O2(г) 2 SO3(г)

20

5. Порядок выполнения работы Опыт 1. Изучение влияния концентрации реагентов на скорость взаимодейст-

вия тиосульфата натрия с серной кислотой: Na2S2О3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓ + SO2 + H2O О прохождении реакции можно судить по изменению прозрачности раствора. В результате реакции выделяется свободная сера, что вызывает его помутнение. Для исследования влияния концентрации одного из реагирующих веществ на скорость данной реакции следует провести ее несколько раз, варьируя концентрацию раствора одного реагента, но оставляя концентрацию второго реагента постоянной. Для этого нужно приготовить растворы, составы которых указаны в таблице 1.1 (опыт 1.1) или 1.2 (опыт 1.2). Опыт 1.1. В пять стаканов налейте раствор тиосульфата натрия (см. стол-

бец а, табл.1.1). В пять других стаканов налейте раствор серной кислоты (см. столбец b, табл.1.1). В каждый из растворов тиосульфата натрия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.1.1). Таблица 1.1 Объем раствора, мл Номер раствора

Na2S2O3 a

H2SO4 b

H2O c

1

15

5

0

2

12

5

3

3

10

5

5

4

8

5

7

5

5

5

10

21

Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до начала помутнения раствора их смеси. Результаты измерений сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительную концентрацию Na2S2О3 по формуле:

C отн. =

a , a+b+c

где а – объем раствора Na2S2O3, мл b – объем раствора H2SO4, мл с – объем H2O, мл Постройте график4 зависимости величины трации (по оси абсцисс - Сотн, по оси ординат –

1

τ

1

τ

от относительной концен-

).

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, <1, >1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Опыт 1.2. В пять стаканов налейте раствор тиосульфата натрия (см. стол-

бец а, табл.1.2). В пять других стаканов налейте раствор серной кислоты (см. столбец b, табл.1.2). В каждый из растворов серной кислоты добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.1.2). Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до начала помутнения раствора их смеси.

4

правила построения графика см. с. 11 22

Таблица 1.2 Объем раствора, мл Номер раствора

Na2S2O3 a

H2SO4 b

H2O c

1

20

15

0

2

20

12

3

3

20

10

5

4

20

8

7

5

20

5

10

Результаты измерений сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительную концентрацию H2SO4 по формуле:

C отн. =

b , a+b+c

где а – объем раствора Na2S2O3, мл b – объем раствора H2SO4, мл с – объем H2O, мл Постройте график5 зависимости величины трации (по оси абсцисс - Сотн, по оси ординат –

1

τ

1

τ

от относительной концен-

).

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, <1, >1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ.

5

правила построения графика см. с. 11 23

Опыт 2. Изучение влияния концентраций реагентов на скорость взаимодейст-

вия иодата калия с сульфитом натрия: 2KIO3 + 5Na2SO3 + H2SO4 = I2 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O. В результате реакции образуется молекулярный иод, который в присутствии крахмала окрашивает раствор в синий цвет. Поэтому опознавательным знаком прохождения данной реакции является резкий переход окраски: бесцветный раствор становится темно-синим. Для исследования влияния концентрации одного из реагирующих веществ на скорость данной реакции следует провести ее несколько раз, варьируя концентрацию раствора одного реагента, но оставляя концентрацию второго реагента постоянной. Для этого нужно приготовить растворы, составы которых указаны в таблице 2.1 (опыт 2.1) или 2.2 (опыт 2.2). Опыт 2.1. В пять стаканов налейте раствор иодата калия (см. столбец а,

табл.2.1). В пять других стаканов налейте раствор сульфита натрия, подкисленного серной кислотой (см. столбец b, табл.2.1) и добавьте в каждый небольшое количество крахмального раствора (несколько капель). В растворы иодата калия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.2.1). Таблица 2.1 Объем раствора, мл Номер

6

раствора

a

Na2SO3 + H2SO4 (6) b

1

30

20

0

2

25

20

5

3

20

20

10

4

15

20

15

5

10

20

20

KIO3

H2O

c

раствор сульфита натрия предварительно уже подкислен серной кислотой 24

Поставьте стаканы с растворами на лист белой бумаги. Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до изменения цвета раствора их смеси. Результаты измерений в опытах сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительные концентрации KIO3 по формуле:

C отн. =

a , a+b+c

где а – объем раствора KIO3, мл b – объем раствора Na2SO3, мл с – объем H2O, мл Постройте график7 зависимости величины

1

τ

от относительной концен-

трации, откладывая значения Сотн (аргумент) по оси абсцисс (ось x), а значения

1

τ

(функция) по оси ординат (ось y). Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентра-

ции (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, <1, >1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Опыт 2.2. В пять стаканов налейте раствор иодата калия (см. столбец а,

табл.2.2). В пять других стаканов налейте раствор сульфита натрия, подкисленного серной кислотой (см. столбец b, табл.2.2) и добавьте в каждый небольшое количество крахмального раствора (несколько капель). В растворы сульфита натрия добавьте указанное количество воды (см. столбец с, табл.2.2).

7

правила построения графиков см. с.12 25

Таблица 2.2 Объем раствора, мл Номер раствора

a

Na2SO3 + H2SO48 b

1

20

30

0

2

20

25

5

3

20

20

10

4

20

15

15

5

20

10

20

KIO3

H2O

c

Поставьте стаканы с растворами на лист белой бумаги. Проведите реакцию, сливая последовательно каждую пару растворов реагентов и измеряя интервал времени от момента смешивания растворов реагентов до изменения цвета раствора их смеси. Результаты измерений в опытах сведите в таблицу по форме 1 (таблица 3). Рассчитайте относительные концентрации Na2SO3 по формуле:

C отн. =

b , a+b+c

где а – объем раствора KIO3, мл b – объем раствора Na2SO3, мл с – объем H2O, мл Постройте график зависимости величины

1

τ

от относительной концен-

трации, откладывая значения Сотн (аргумент) по оси абсцисс (ось x), а значения

1

τ 8

(функция) по оси ординат (ось y).

раствор сульфита натрия предварительно уже подкислен серной кислотой 26

Отметьте характер зависимости скорости данной реакции от концентрации (прямая, проходящая через начало координат, парабола). Каков порядок изучаемой реакции по данному реагенту (1, <1, >1)? Сделайте обобщенный вывод о том, как меняется скорость реакции с увеличением концентрации реагирующих веществ. Таблица 3 (форма 1) Номер раствора

Время τ, с

Относительная скорость реакции

Относительная концентрация

1/τ, c-1

1 2 3 4 5 Опыт 3. Изучение влияния концентраций на положение химического равнове-

сия в системе: FeCl3 + 3 NH4NСS желто-бурый

Fe(NСS)3 + 3 NH4Cl вишнево-красный

Раствор исходных реагентов имеет желто-бурую окраску за счет хлорида железа (III), тогда как один из продуктов – тиоцианат железа (III) – придает раствору темно-красный цвет. Поэтому о направлении смещения равновесия можно судить по изменению цвета реакционной смеси. Налейте в химический стакан равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и тиоцианата аммония. Полученный раствор налейте в четыре пробирки. Одну из них оставьте в качестве эталона, цвет в ней примите за цвет системы в исходном состоянии. 27

Таблица 4 (форма 2) Номер пробирки

Химическая формула добавляемого вещества

1

FeCl3

2

NH4NСS

3

NH4Cl

Изменение интенсивности окраски по отношению к эталону (усиление, ослабление)

Направление смещения равновесия (влево, вправо)

Для изучения влияния концентрации на положение химического равновесия добавляйте небольшими порциями в каждую из трех пробирок с реакционной смесью: – в первую - насыщенный раствор хлорида железа (III), – во вторую – насыщенный раствор тиоцианата аммония, – в третью - кристаллический хлорид аммония

до тех пор, пока не станет заметным изменение окраски раствора. Сравните с эталоном интенсивность окраски в пробирках. Результаты наблюдений сведите в таблицу 4 по форме 2. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Напишите выражение для константы равновесия. Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентраций исходных и конечных веществ на положение равновесия.

28

Опыт 4. Изучение влияния концентраций на положение химического равнове-

сия в системе:

2CrO42− + 2 H + Cr2O72− + H 2O 2−

2−

Взаимное превращение хромат- ( CrO4 ) и дихромат- ( Cr2O7 ) ионов происходит под влиянием изменения кислотности среды, определяемой концентрацией ионов водорода H+. Добавление в систему кислоты повышает концентрацию ионов H+, напротив, добавление щелочи вызывает связывание ионов H+ в малодиссоциирующие молекулы воды (H+ + OH- → H2O), и концентрация ионов H+ понижается. Направление смещения равновесия легко контролировать по изменению 2−

2−

цвета: раствор, содержащий ( CrO4 ), и раствор, содержащий ионы ( Cr2O7 ) имеют разную окраску. Для наблюдения указанных явлений налейте в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия (K2CrO4), а в другую 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и отметьте цвет каждого из них. Оставьте обе пробирки в качестве эталонов окраски. В третью пробирку налейте 1-2 мл хромата калия и добавьте к нему по каплям раствор серной кислоты до изменения цвета раствора. Отметьте полученный цвет, сравнивая его с цветом эталонов. Затем к этому же раствору добавьте по каплям раствор щелочи и вновь отметьте цвет раствора, сравнивая его с эталонами. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Составьте выражение для константы равновесия данной системы. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения концентрации ионов H+. Какой из двух ионов более устойчив в кислой среде? Какой – в щелочной? Сделайте обобщенный вывод о влиянии изменения концентрации исходных и конечных веществ на положение химического равновесия. 29

Опыт 5. Изучение влияния температуры на положение химического равнове-

сия в системе: NH3 + H2O

NH3·H2O

нейтральный раствор

NH 4+ + OH − , ΔH < 0 щелочной раствор

Протекание прямого и обратного процессов в данной системе связано с изменением кислотно-основного характера среды. В результате протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы OH- , и среда становится щелочной. Обратный процесс приводит к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной системе можно судить по изменению цвета растворов в присутствии кислотноосновного индикатора фенолфталеина. Прежде, чем приступать к исследованию равновесия, изучите поведение указанного индикатора в щелочной и нейтральной средах. Для этого добавьте несколько капель индикатора в пробирки, в одну из которых налит раствор щелочи, а в другую дистиллированная вода. Отметьте цвет в каждом случае. В коническую колбу налейте 40 мл дистиллированной воды и добавьте 2 мл раствора аммиака. Прибавьте несколько капель (не более!) фенолфталеина и перемешайте раствор (он должен быть бледно-розовым). Отлейте 1 - 2 мл полученного раствора в пробирку и нагрейте ее на спиртовке до изменения окраски. Охладите пробирку холодной водой (под краном). Отметьте характер изменения окраски. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.

30

Опыт 6. Изучение влияния температуры на положение химического равнове-

сия в системе: иод + крахмал

"иодокрахмал", ΔH < 0

При взаимодействии иода с крахмалом образуется окрашенное в синий цвет вещество сложного состава, которое условно назовем "иодокрахмалом". В две пробирки налейте по 5 мл раствора крахмала и добавьте по каплям раствор иода до появления синей окраски. Одну из пробирок оставьте для сравнения, другую нагрейте. Отметьте изменение окраски. Охладите пробирку водой (под краном). Сравните цвет в обеих пробирках. Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия. 6. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1 и 2: уравнение реакции, краткое описание опыта, таблица по форме 1, графики зависимости скоростей реакций от изучаемых в опыте факторов. 4. Для опытов 3…6: уравнения изучаемых в опыте реакций, описание наблюдаемых явлений. 5. Выводы.

31

Р а б о т а 2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 1. Цель работы

Исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов. Изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составления уравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Вопросы для подготовки к работе

1. Какие вещества называются электролитами? 2. Почему растворы и расплавы электролитов являются проводниками электрического тока? 3. Что такое электролитическая диссоциация? 4. Каков механизм электролитической диссоциации? 5. Что называют степенью диссоциации электролита? 6. В чем заключается основное отличие сильных электролитов от слабых? 7. Напишите уравнения диссоциации следующих электролитов: KNO3, CuSO4, HCN, NaOH, H2S. Укажите, где процесс идет обратимо. 8. Составьте выражения для констант диссоциации следующих электролитов: HCN, HNO2, NH4OH. 9. Какие химические уравнения называются молекулярными? Полными ионномолекулярными? Краткими ионно-молекулярными? 10. По каким правилам составляют ионно-молекулярные уравнения реакций? 11. В каких случаях реакция обмена между электролитами возможна?

32

3. Основные теоретические положения Электролиты. Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, которые при растворении в полярных растворителях (вода, спирты и т.п.) или при плавлении полностью или частично распадаются на ионы (положительно и отрицательно заряженные частицы). Растворы и расплавы электролитов способны проводить электрический ток и являются проводниками второго рода (прохождение в них электрического тока обусловлено перемещением ионов). Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул полярных веществ или ионных кристаллов на ионы. Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с полярными молекулами растворителя. При этом связи между атомами в молекулах или ионами в кристаллах электролитов ослабляются настолько, что происходит их распад на ионы. Ионы в растворах существуют в сольватированном состоянии, т.е. окружены оболочкой, состоящей из молекул растворителя (сольвента). Сольватацией называется взаимодействие ионов электролита с молекулами растворителя. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены гидратной оболочкой, т.е. молекулами воды). Процесс электролитической диссоциации в общем виде записывают как химическое уравнение вида:

An Bm

nA

m+

+ mB n−

где АnВm – недиссоциированные молекулы (для ковалентных веществ) или формульные единицы (для веществ ионного типа, кристаллические решетки которых представляют собой бесконечное чередование положительно и отрицательно заряженных ионов, поэтому термин «молекула» к ним не применим);

Am+ – положительно заряженные ионы, катионы; B n− - отрицательно заряженные ионы, анионы. 33

Степень диссоциации

Для количественной оценки электролитической диссоциации вводится величина степени диссоциации α, представляющая собой отношение количества распавшегося на ионы электролита к общему количеству электролита:

α=

количест во диссоциировавшего элект ролит а общее количест во элект ролит а

Величина степени диссоциации выражается в процентах или долях единицы. По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют в относительно разбавленных растворах, т.е. α = 1 (100%). У слабых электролитов степень диссоциации α <1. Величина α зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. Диссоциацию сильных электролитов можно рассматривать как необратимый процесс, диссоциацию слабых электролитов - как обратимый. Практически все соли относятся к сильным электролитам. Среди кислот встречаются как сильные, например, HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3, HMnO4, H2Cr2O7, так и слабые, например, HF, H2S, H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, CH3COOH. Гидроксиды щелочных (NaOH, KOH, CsOH и др.), щелочноземельных (Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2 и др.), и некоторых других (например, TlOH) металлов являются сильными электролитами. Гидроксид аммония – хорошо растворимое в воде основание, относится к разряду слабых электролитов. Вода также является слабым электролитом. Данные о сильных и слабых электролитов собраны в табл. 5.

34

Таблица 5 Класс

Сильные электролиты

Слабые электролиты

соединений Оксиды9

– Гидроксиды

Основания

щелочных

H2O (NaOH,

KOH, CsOH и др.), щелочнозе(Ba(OH)2,

мельных

NH4OH

Sr(OH)2,

Ra(OH)2 и др.), и некоторых других (TlOH) металлов Кислоты

HCl, HBr, HI,

HF, H2S, H2SO3, HNO2,

HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3,

H2CO3, H3PO4, CH3COOH

HMnO4, H2Cr2O7, Соли

Практически все

-

Пример 11. Укажите слабый электролит

1.

CaCl2

2.

CH3COONa

3.

H3PO4

4.

MnSO4

5.

Cu(NO3)2 Поскольку соли относятся к сильным электролитам, то правильным отве-

том на вопрос является ответ №3 – слабая ортофосфорная кислота. Кислоты в растворах диссоциируют с образованием катионов H+ и анионов кислотного остатка: HNO3 = H+ + NO3Основания диссоциируют с образованием катионов металла (или аммония NH4+) и анионов ОН-: Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-

9

Большинство оксидов - неэлектролиты 35

Средние соли диссоциируют в растворах на катионы металла (или катионы аммония) и анионы кислотных остатков: Na3PO4 = 3Na+ + PO43Кислые соли при диссоциации образуют катионы металла (или аммония) и гидроанион кислотного остатка: K2HPO4 = 2K+ + HPO42Основные соли в растворах диссоциируют на гидроксокатионы, и анионы кислотного остатка: AlOHSO4 = АlOH2+ + SO42Двойные соли распадаются на катионы входящих в их состав металлов (или NH4+) и анионы кислотного остатка: NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe 3+ + 2SO42Обратимость диссоциации слабых электролитов

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и характеризуется равновесием диссоциации между гидратированными ионами и недиссоциированными молекулами. Равновесие диссоциации является частным случаем химического равновесия и подчиняется закону действия масс. Константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита, например, азотистой кислоты HNO2

.

H+ + NO2-,

называется константой диссоциации электролита (КД, см. приложение 1). В случае диссоциации азотистой кислоты

[ H + ] ⋅ [ NO2− ] KД = [ HNO2 ] где [H+], [NO2-] и [HNO2] - равновесные концентрации образовавшихся ионов и непродиссоциировавшей азотистой кислоты, моль/л. В случае разбавленных растворов это отношение не зависит от концентрации раствора при постоянной температуре, поэтому оно является более об36

щей характеристикой слабого электролита по сравнению со степенью диссоциации. Чем больше величина константы диссоциации, тем в большей степени ионизировано вещество. Смещение равновесия диссоциации

Направление смещения ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению степени диссоциации любого электролита, определяется по принципу Ле Шателье. Так, если к раствору циановодородной кислоты HCN, диссоциирующей по cхеме HCN

.

H+ + CN-,

добавить сильную кислоту или соль цианид натрия, это увеличит концентрацию ионов водорода Н+ или цианид-ионов CN-, соответственно, и равновесие сместится влево. Таким образом, введение в раствор одноименного иона подавляет диссоциацию слабого электролита. При введении в раствор гидроксид-ионов ОН- в виде щелочи происходит связывание ионов Н+ кислоты в молекулу слабого электролита - воды, равновесие при этом смещается вправо. Уменьшение концентрации ионов слабого электролита путем связывания их в малодиссоциированные соединения также усиливает диссоциацию слабого электролита. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды pH

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциацию воды можно выразить уравнением H2O + H2O

H3O++ OH-,

или упрощенно H2O

H+ + OH37

Константа диссоциации воды при 22° C составляет:

[ H + ] ⋅ [OH − ] KД = = 1.86 ⋅ 10−16 [ H 2O ] Поскольку вода весьма слабый электролит, то концентрацию недиссоциированных молекул воды [H2O] принимаем равной общей концентрации воды, которая составит

1000 г / л = 55.56 моль / л 18 г / моль Тогда 1,86 ּ 10-16 ּ 55,56 = [H+][OH-] = 10-14. Произведение [H+][OH-] является величиной постоянной при данной температуре и называется ионным произведением воды Кw. Постоянство Кw означает, что в воде и любом водном растворе присутствуют ионы H+ и ОН- и произведение их концентрации при 22° C всегда равно 10-14. Характер среды (нейтральная, кислая, щелочная) зависит от состояния концентраций ионов H+ и OH-: – в нейтральной среде [H+] =[OH-] = 10-7 моль/л; – в кислых растворах [H+]>10-7 моль/л (например, 10-3 моль/л, 10-1 моль/л); – в щелочной среде [H+]<10-7 моль/л (например, 10-8 моль/л, 10-11 моль/л).

Для характеристики среды обычно пользуются величиной отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем pH: pH = - lg[H+]. Соответственно гидроксидный показатель рОН: pOH = -lg[OH-]. Исходя из постоянства величины Кw, получим pH + pOH = 14.

38

Тогда, для нейтральной среды pH = 7, в кислых растворах pH<7, в щелочных – pH>7. С увеличением температуры ионное произведение воды увеличивается, а с понижением температуры - уменьшается. Индикаторы

Для качественного определения характера среды используют различные кислотно-основные индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от кислотности среды (величины рН). Индикаторы – это слабые кислоты или основания, недиссоциированная (молекулярная) и диссоциированная (ионная) формы которых имеют разную окраску. Так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту HR, диссоциирующую в водном растворе по схеме HR . H+ + R-. бесцветный малиновый При добавлении щелочи равновесие сильно смещается вправо (концентрация ионов H+ понижается в результате связывания их гидроксидными ионами OH-), что приводит к появлению малиновой окраски раствора. Поэтому фенолфталеин в щелочной среде малиновый. При добавлении кислоты концентрация ионов H+ повышается, и равновесие смещается влево – раствор обесцвечивается. Реакции в растворах электролитов

Поскольку многие химические соединения в растворе подвергаются электролитической диссоциации, то и реакции с их участием являются результатом взаимодействия не только молекул, но и ионов. Очевидно, это целесообразно учитывать и при составлении химических уравнений. Подобные уравнения реакций называются ионно-молекулярными уравнениям.

39

При составлении ионно-молекулярных уравнений следует руководствоваться следующими правилами. Химические формулы хорошо растворимых, сильных электролитов, существующих в растворах преимущественно в диссоциированном виде, в ионномолекулярных уравнениях записываются в ионной форме, т.е. в виде ионов, образующихся в результате их диссоциации. В молекулярном виде следует записывать формулы следующих соединений: 1. слабых электролитов и неэлектролитов; 2. газообразных и летучих веществ; 3. трудно- и малорастворимых веществ (см. приложение 2). Для составления ионно-молекулярного уравнения необходимо: – записать молекулярное уравнение реакции (рассматриваемые реакции отно-

сятся к разряду реакций обмена); – составить полное ионно-молекулярное уравнение, для чего формулу каждо-

го из участников реакции записать в молекулярной или ионной форме в соответствии с указанными выше правилами; – составить краткое ионно-молекулярное уравнение, исключив из полного

уравнения одинаковые ионы, т.е. те ионы, которые присутствуют в обеих частях уравнения в неизменном виде, а следовательно, не участвуют в реакции. Формулы веществ, трудно- или малорастворимых, а также летучих соединений принято помечать вертикальной стрелкой («↓» для веществ, выпадающих в осадок, или «↑» для веществ, улетучивающихся из сферы реакции). Примеры составления ионно-молекулярных уравнений реакций см. ниже.

40

Реакции, идущие с образованием слабого электролита

1. Реакция нейтрализации, протекающая с образованием слабого электролита – воды: HCl + KOH = KCl + H2O Полное ионно-молекулярное уравнение: H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O (формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты, гидроксида калия и хлорида калия представлены в ионной форме, формула слабого электролита – воды записана в молекулярной форме). Краткое ионно-молекулярное уравнение: H+ + OH- = H2O (сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы).

2. Реакции, идущие с образованием слабых кислот или оснований: CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3 Полное ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + Na+ + H+ + NO3- = CH3COOH + Na+ + NO3(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – ацетата натрия, азотной кислоты и нитрата натрия записаны в ионном виде, формула слабой уксусной кислоты представлена в молекулярной форме). Краткое ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + H+ = CH3COOH (сокращены одинаковые ионы: катионы натрия и нитрат-анионы).

3.

Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного соединения Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Полное ионно-молекулярное уравнение: Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + [Zn(OH)4]2(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – гидроксида натрия и комплексной соли, тетрагидроксоцинката (II) натрия, записаны в ионной форме, формула труднорастворимого гидроксида цинка (II) – в молекулярной). Краткое ионно-молекулярное уравнение Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2(сокращены катионы натрия). 41

Реакции, идущие с образованием газообразного продукта

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S ↑ Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + H2S (формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты и хлорида цинка представлены в ионном виде, формулы труднорастворимого сульфида цинка и слабой сероводородной кислоты – в молекулярной форме). Краткое ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S↑ (сокращены хлорид-анионы). Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+ 2NaNO3 Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ca2+ + 2NO3- + 2Na+ + CO32- = CaCO3 + 2Na+ + 2NO3(здесь все участники реакции относятся к классу солей – сильных электролитов, однако, одна из них – карбонат кальция – является труднорастворимым веществом, поэтому формула этой соли записана в молекулярной форме, тогда как формулы всех остальных солей – в ионной форме). Краткое ионно-молекулярное уравнение:

Сa2+ + CO32- = CaCO3 ↓ (сокращены катионы натрия и нитрат-анионы).

42

Пример 12. Укажите кpаткую ионно-молекулярную фоpму для молекуляpного

уpавнения HNO2 + KOH = KNO2 + H2O 1. H+ + OH- = H2O 2. H+ + KOH = K+ + H2O 3. HNO2 + OH- = NO2- + H2O 4. HNO2 + KOH = K+ + NO2- + H2O 5. HNO2- + K+ + OH- = K+ + NO2- + H2O С помощью Приложений 1 и 2 и данных, представленных в табл.5, можно установить, что все электролиты, формулы которых фигурируют в данном молекулярном уравнении, являются растворимыми в воде, из них два являются слабыми (азотистая кислота и вода), а два – сильными (гидроксид калия и нитрит калия). Следовательно, при составлении ионно-молекулярного уравнения формулы гидроксида калия и нитрита калия следует записать в ионном виде, а формулы азотистой кислоты и воды – в молекулярном виде. После сокращения одинаковых ионов (катионов калия) получается краткое ионно-молекулярное уравнение, идентичное уравнению, приведенному в ответе №3. Пример 13. Укажите молекуляpную фоpму для кpаткого ионно-молекулярного

уpавнения 2H+ + S2- = H2S 1. 2 HCl + ZnS = ZnCl2 + H2S 2. 2 HNO2 + Na2S = 2 NaNO2 + H2S 3. 2 H3PO4 + 3 K2S = 2 K3PO4 + 3 H2S 4. 2 HNO3 + Na2S = 2 NaNO3 + H2S 5. 2 HNO3 + CuS = Cu(NO3)2 + H2S В левой части ионно-молекулярного уравнения фигурируют катион водорода и сульфид-анион. Очевидно, что источниками этих ионов могут быть только сильные электролиты, растворимые в воде. Отсюда следует, что в левой 43

части искомого молекулярного уравнения должны присутствовать формулы сильной кислоты и растворимой соли. Среди представленных кислот сильными являются: хлороводородная (ответ 1) и азотная (ответы 4 и 5), следовательно, остальные ответы (2 и 3) являются заведомо неверными, так как содержат формулы слабых кислот (азотистой и ортофосфорной). Из трех солей – сульфида цинка (II), сульфида натрия и сульфида меди (II), растворимой солью является только сульфид натрия. Итак, правильный ответ стоит под номером 4. Реакции, протекающие в растворах электролитов, всегда направлены в сторону образования менее диссоциирующих соединений (слабых электролитов, газообразных, малорастворимых веществ или комплексных соединений). Если соединения указанных типов образоваться не могут, то реакция не протекает. Пример 14. С каким из перечисленных веществ взаимодействует NaCl?

1. CuSO4 2. Fe(NO3)3 3. AgNO3 4. Ba(OH)2 5. KOH Запишем уравнения предполагаемых реакций: 1. NaCl + CuSO4 → CuCl2 + Na2SO4 2. NaCl + Fe(NO3)3 → FeCl3 + NaNO3 3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 4. NaCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + NaOH 5. NaCl + KOH → KCl + NaOH Хлорид меди (II), хлорид железа (III), хлорид бария, хлорид калия, сульфат натрия, нитрат натрия – растворимы в воде. Гидроксид натрия также относится к категории сильных электролитов, расворимых в воде. Лишь хлорид се44

ребра является труднорастворимой солью. Следовательно, из пяти предполагаемых реакций будет происходить лишь реакция, в результате которой ожидается образование труднорастворимого продукта (ответ №3). Пример 15. С каким из пеpечисленных веществ не взаимодействует Na2S?

1. CuSO4 2. AgNO3 3. HCl 4. NH4Cl 5. Pb(NO3)2 Запишем уравнения предполагаемых реакций обмена: 1. Na2S + CuSO4 → CuS + Na2SO4 2. Na2S + AgNO3 → Ag2S + NaNO3 3. Na2S + HCl → NaCl + H2S 4. Na2S + NH4Cl → (NH4)2S + NaCl 5. Na2S + Pb(NO3)2 → PbS + NaNO3 В данном случае необходимо найти такую пару веществ, при обмене между которыми НЕ образуются ни мало- или труднорастворимые соединения, ни слабые электролиты, ни газообразные вещества. В случаях №1, №2, №5 реакции будут происходить, так как в результате обмена образуются труднорастворимые соединения: CuS, Ag2S, PbS (см. Приложение 2). Также возможно протекание реакции в случае №3, так как здесь образуется слабый электролит H2S. И лишь в случае №4 не следует ожидать химического взаимодействия – оба ожидаемых продукта являются сильными электролитами, растворимыми в воде (растворимые соли (NH4)2S и NaCl).

45

4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А10,11 1. Укажите слабый электpолит.

2. KCl 3. HCl 4. NaOH 5. HCN 6. Ba(OH)2 2. Укажите кpаткую ионно-молекулярную фоpму для молекуляpного уpавнения Ba(NO3)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2KNO3

1. 2K+ + CO32- = K2CO3 2. Ba2+ + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+ 3. Ba2+ + 2NO3- + CO32- = BaCO3 + 2NO34. Ba2+ + 2NO3- + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+ + 2NO35. .Ba2+ + CO32- = BaCO3 3. Укажите молекуляpную фоpму для кpаткого ионно-молекулярного уpавнения Al3+ + 3OH- = Al(OH)3

1. 2AlCl3 + 3Cu(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3CuCl2 2. AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3 + 3NH4Cl 3. AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl 4. Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3CaSO4 5. Al2(SO4)3 + 3Ba(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3BaSO4 10 11

необходимо указать номер правильного ответа правильные ответы смотрите на стр.112 46

5. С каким из пеpечисленных веществ взаимодействует HNO3?

1. H2O 2. NaOH 3. CuCl2 4. CuSO4 5. Cu(NO3)2 5. С каким из пеpечисленных веществ не взаимодействует LiOH?

1. BaCl2 2. CuSO4 3. FeCl3 4. HCl 5. H2SO4

47

5. Порядок выполнения работы Опыт 1. Окраска индикаторов.

Налейте в три пробирки по 2 мл дистиллированной воды и прибавьте в каждую из них по 1-2 капли раствора одного из индикаторов: лакмуса, метилового оранжевого или фенолфталеина. Отметьте в таблице (форма 3) цвет каждого индикатора в нейтральной среде. Прибавьте в каждую пробирку по три мл раствора хлороводородной кислоты. Наблюдайте изменение окраски индикаторов, запишите результаты наблюдений в таблицу. Повторите опыт, взяв вместо кислоты раствор щелочи. Таблица 6 (Форма 3) Среда

Окраска индикатора Лакмус

Метилоранж

Фенолфталеин

Нейтральная Кислая Щелочная Сравнение относительной силы кислот и оснований Опыт 2. Сравнение относительной силы хлороводородной и уксусной кислот.

В две пробирки поместите по одинаковому кусочку мрамора (карбонат кальция). В одну пробирку налейте 2 мл раствора хлороводородной кислоты, а в другую – такой же объем раствора уксусной кислоты. В какой пробирке заметнее выделяется газ? Дайте объяснение этому явлению различиями в силе кислот. Опыт 3. Сравнение относительной силы хлороводородной и уксусной кислот.

В две пробирки налейте по 2 мл растворов уксусной и хлороводородной кислот. Поместите в каждый раствор по одинаковому кусочку цинка. В какой пробирке процесс выделения газа идет более энергично? Сделайте вывод об относительной силе взятых кислот. 48

Опыт 4. Сравнение относительной силы гидроксидов натрия и аммония.

Налейте в две пробирки по 2 мл раствора хлорида кальция. В одну из них добавьте 2 мл раствора гидроксида натрия, а в другую - такой же объем раствора аммиака (гидроксида аммония). Что наблюдается? Сделайте вывод о различии в относительной силе гидроксидов. Химическое равновесие в растворах электролитов Опыт 5. Смещение равновесия в растворе гидроксида аммония.

Налейте в пробирку 4-5 мл дистиллированной воды и 2 капли фенолфталеина. Затем пипеткой добавьте 1 каплю раствора аммиака (гидроксида аммония). Как изменилась окраска индикатора? Составьте уравнение обратимой диссоциации гидроксида. Разделите содержимое пробирки на две части и к одной из них микрошпателем добавьте небольшую порцию хлорида аммония. Перемешайте раствор стеклянной палочкой и сравните окраску индикатора в двух пробирках. Какой стала среда в растворе (см. опыт 1)? Составьте уравнение диссоциации хлорида аммония (сильного электролита). Применив принцип Ле Шателье, объясните, как смещается равновесие процесса диссоциации гидроксида аммония при добавлении хлорида аммония. Напишите выражение константы диссоциации гидроксида аммония. Опыт 6. Смещение равновесия в растворе уксусной кислоты.

Налейте в пробирку 4-5 мл дистиллированной воды и 2 капли метилоранжа. Затем пипеткой добавьте 1 мл раствора уксусной кислоты. Как изменилась окраска индикатора? Составьте уравнение обратимой диссоциации слабой кислоты. Разделите содержимое пробирки на две части, и к одной из них микрошпателем добавьте небольшую порцию кристаллического ацетата натрия. Пе-

49

ремешайте раствор стеклянной палочкой и сравните окраску индикатора в двух пробирках. Какой стала среда в растворе (см. опыт 1)? Составьте уравнение диссоциации ацетата натрия (сильного электролита). Применив принцип Ле Шателье, объясните, как смещается равновесие процесса диссоциации уксусной кислоты при добавлении ацетата натрия. Напишите выражение константы диссоциации уксусной кислоты. Реакции в растворах электролитов Задание1 Опыт 1.1. Выполнять в вытяжном шкафу! В пробирку налейте 1-2 мл

раствора сульфата никеля (II) и добавьте такой же объем раствора сульфида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 1.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и до-

бавьте такой же объем раствора карбоната натрия. Отметьте цвет образующегося осадка карбоната гидроксомеди (II). Опыт 1.3. Поместите в пробирку 2 мл раствора ацетата натрия и добавьте

2 мл раствора серной кислоты. Слегка нагрейте. Объясните появление запаха. Задание2 Опыт 2.1. Выполнять в вытяжном шкафу! В пробирку налейте 1-2 мл

раствора сульфата меди (II) и добавьте такой же объем раствора сульфида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 2.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата цинка (II) и до-

бавьте такой же объем раствора карбоната натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 2.3. Поместите в пробирку 2 мл раствора хлорида аммония и до-

бавьте 2 мл раствора гидроксида натрия. Слегка нагрейте. Объясните появление запаха.

50

Задание3 Опыт 3.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида кальция и до-

бавьте такой же объем раствора ортофосфата натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 3.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и до-

бавьте такой же объем раствора хлорида бария. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 3.3. Поместите в пробирку 2 мл раствора ацетата натрия и добавьте

2 мл раствора хлороводородной кислоты. Слегка нагрейте. Объясните появление запаха. Задание4 Опыт 4.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида бария и добавьте

такой же объем раствора хромата калия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 4.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора хлороводородной кислоты. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 4.3. Налейте в пробирку 2 мл раствора ацетата натрия и добавьте 2

мл раствора азотной кислоты. Слегка нагрейте. Объясните появление запаха. Задание5 Опыт 5.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата никеля (II) и до-

бавьте такой же объем раствора гидроксида аммония. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 5.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора хромата калия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 5.3. Налейте в пробирку 2 мл раствора карбоната натрия и добавьте

2 мл раствора серной кислоты. Что наблюдается?

51

Задание6 Опыт 6.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида бария и добавьте

такой же объем раствора сульфата никеля (II). Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 6.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 6.3. Поместите в пробирку 2 мл раствора карбоната натрия и до-

бавьте 2 мл раствора хлороводородной кислоты. Что наблюдается? Задание7 Опыт 7.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) и

добавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 7.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора хлорида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 7.3. Налейте в пробирку 2 мл раствора карбоната натрия и добавьте

2 мл раствора азотной кислоты. Что наблюдается? Задание8 Опыт 8.1. В пробирку налейте 1-2 мл свежеприготовленного раствора

сульфата железа (II) и добавьте такой же объем концентрированного раствора гидроксида аммония. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 8.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора иодида калия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 8.3. Поместите в пробирку небольшое количество карбоната каль-

ция и налейте 2-3 мл раствора хлороводородной кислоты. Что наблюдается?

52

Задание9 Опыт 9.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата хрома (III) и до-

бавляйте по каплям раствор гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Следует избегать добавления избытка щелочи, так как при этом осадок гидроксида хрома (III) растворяется с образованием комплексного соединения Na[Cr(OH)4]! Опыт 9.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида бария и добавьте

такой же объем раствора карбоната натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 9.3. Поместите в пробирку несколько кусочков мела (карбонат

кальция) и добавьте 2 мл раствора азотной кислоты. Что наблюдается?

З а д а н и е 10 Опыт 10.1. В пробирку налейте 2 мл раствора сульфата меди (II) и по ка-

плям добавляйте раствор гидроксида аммония, Отметьте цвет образующегося осадка сульфата гидроксомеди (II). Следует избегать добавления избытка NH4OH, так как при этом осадок основной соли меди растворяется с образованием комплексного соединения [Cu(NH3)4]SO4! Опыт 10.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора карбоната натрия и до-

бавьте такой же объем раствора хлорида кальция. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 10.3. Приготовьте 2-3 мл свежего раствора сульфита натрия и до-

бавьте к нему 2 мл раствора серной кислоты. Слегка нагрейте. Определите газ по запаху.

53

З а д а н и е 11 Опыт 11.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора нитрата свинца (II) и до-

бавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 11.2. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата цинка (II) и добавьте

такой же объем раствора хлорида бария. Отметьте цвет образующегося осадка. Опыт 11.3. Приготовьте 2-3 мл свежего раствора сульфита натрия и до-

бавьте 2 мл раствора хлороводородной кислоты. Слегка нагрейте. Объясните появление запаха. З а д а н и е 12 Опыт 12.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата марганца (II) и

добавьте такой же объем раствора гидроксида аммония. Отметьте цвет образующегося осадка. Встряхните пробирку. Опыт 12.2. К продуктам реакции опыта 1 добавьте 2-3 мл раствора хло-

роводородной кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 12.3. Приготовьте 2-3 мл свежего раствора сульфита натрия и добавьте

к нему 2 мл раствора хлорида бария. Отметьте цвет образующегося осадка. З а д а н и е 13 Опыт 13.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата цинка (II) и до-

бавьте по каплям раствор гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Прибавления избытка щелочи следует избегать, так как при этом осадок гидроксида цинка растворяется с образованием комплексного соединения Na2[Zn(OH)4]. Опыт 13.2. К продуктам реакции опыта 1 добавьте 2-3 мл раствора азотной

кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 13.3. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и добавьте

такой же объем раствора сульфида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. 54

З а д а н и е 14 Опыт 14.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата хрома (III) и

добавляйте по каплям раствор гидроксида аммония. Отметьте цвет образующегося осадка. Следует избегать прибавления избытка NH4OH, так как при этом осадок гидроксида хрома (III) растворяется с образованием комплексного соединения Na[Cr(OH)4]! Опыт 14.2. К продуктам реакции опыта 1 добавьте 2-3 мл раствора хлорово-

дородной кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 14.3. Приготовьте 2-3 мл свежего раствора сульфита натрия и добавьте

2 мл раствора сульфата марганца (II). Отметьте цвет образующегося осадка. З а д а н и е 15 Опыт 15.1. Приготовьте 1-2 мл свежего раствора сульфата железа (II) и

добавьте к нему такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Встряхните пробирку. Опыт 15.2. К продуктам реакции опыта 15.1 добавьте 2-3 мл раствора азотной

кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 15.3. Приготовьте 2-3 мл свежего раствора сульфита натрия и до-

бавьте 2 мл раствора нитрата свинца (II). Отметьте цвет образующегося осадка. З а д а н и е 16 Опыт 16.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) и

добавьте такой же объем раствора гидроксида аммония. Отметьте цвет образующегося осадка. Встряхните пробирку. Опыт 16.2. К продуктам реакции опыта 16.1 добавьте 2-3 мл раствора

хлороводородной кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 16.3. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата цинка (II) и до-

бавьте по каплям такой же объем раствора хромата калия. Отметьте цвет образующегося осадка. 55

З а д а н и е 17 Опыт 17.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата никеля (II) и

добавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Встряхните пробирку. Опыт 17.2. К продуктам реакции опыта 17.1 добавьте 2-3 мл раствора

хлороводородной кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 17.3. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и до-

бавьте по каплям такой же объем раствора хромата калия. Отметьте цвет образующегося осадка. З а д а н и е 18 Опыт 18.1. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата меди (II) и до-

бавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. Встряхните пробирку. Опыт 18.2. К продуктам реакции опыта 18.1 добавьте 2-3 мл раствора

хлороводородной кислоты. Хорошо встряхните содержимое пробирки. Что происходит с осадком? Опыт 18.3. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора хлорида железа (III) и

добавьте по каплям такой же объем раствора ортофосфата натрия. Отметьте цвет образующегося осадка. 6. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. Для опытов 1...6 кратко опишите наблюдения, составьте уравнения реакций. 4. Для заданий 1...18 составьте молекулярные, полные и краткие ионномолекулярные уравнения. Опишите наблюдения по каждому опыту. Укажите, какое вещество образуется в виде осадка, газообразного (летучего) продукта или слабого электролита. 5. Выводы. 56

Р а б о т а 3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 1. Цель работы

Приобретение

навыков

составления

уравнений

окислительно-

восстановительных реакций; ознакомление с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций и их классификацией. 2. Вопросы для подготовки к работе

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? 2. Что такое процесс окисления? Процесс восстановления? 3. Что называется восстановителем? Окислителем? 4. Что такое степень окисления? Как можно рассчитать степени окисления атомов в химических соединениях? 5. Как изменяется степень окисления атомов в ходе окисления или восстановления? 6. Как зависит поведение вещества в окислительно-восстановительной реакции от степеней окисления атомов, входящих в его состав? Какие вещества проявляют свойства только окислителей? Только восстановителей? Окислительно-восстановительную двойственность? 8. Как можно определить, какие продукты образуются в ходе окислительновосстановительной реакции? 9. В чем сущность метода электронного баланса? Каков порядок действий при составлении уравнения реакции этим способом? 10.

Какие типы окислительно-восстановительных реакций известны?

57

3. Основные теоретические положения

Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых происходит перенос электронов от одних молекул (атомов, ионов) к другим. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух взаимосвязанных процессов - окисления и восстановления. Окисление – это процесс отдачи электронов. Его можно отобразить с

помощью уравнения, называемого электронным:

А - nē = Аn+ Частица (молекула, атом, ион), отдающая электроны, является восстановителем. Восстановление – это процесс присоединения электронов, ему отвечает

электронное уравнение вида

B + mē = BmЧастица (молекула, атом, ион), присоединяющая электроны, является окислителем. Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением степеней окисления атомов в веществах – участниках реакции. Степень окисления - это формальный заряд атома в молекуле (формульной единице), вычисленный, исходя из предположения, что все связи являются ионными. При определении степеней окисления нужно руководствоваться следующими правилами.

1. Степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, принята равной нулю. Например: 0

0

0

0

H 2 , Cl2 , N 2 , Cu (степень окисления указывают над символом элемента). 2. Металлы в соединениях проявляют всегда положительную степень окисления. Для металлов главных подгрупп I и II групп периодической системы элементов степень окисления постоянна и равна номеру группы. Например: +1

+2

Na Cl , Ca (OH ) 2

58

3. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления, равную +1: +1

+1

N H3, H2 O Соединения водорода с металлами, гидриды, содержат атомы водорода, имеющие степень окисления -1: −1

−1

Na H , Ca H 2 4. Степень окисления кислорода в соединениях, как правило, составляет -2: −2

−2

Al2 O 3 , H 3 P O4 В пероксидах, надпероксидах, озонидах и фториде степень окисления атомов кислорода имеет другие значения: −1

−1

−

1 2

−

1 3

+2

H 2 O 2 , Na2 O2 , K O2 , K O 3, O F2 5. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона. В соответствии с этим, используя изложенные выше правила, можно вычислить неизвестные степени окисления в соединениях. Пример 16. Вычислить степень окисления фосфора в метафосфорной кислоте.

Запишем известные степени окисления атомов водорода и кислорода, а степень окисления атома фосфора обозначим как неизвестное: +1 x −2

H PO3 и составим уравнения, исходя из 5-го правила: (+1)·+ x +(-2)·3 = 0; x = +5. 59

Пример 17. Рассчитать степень окисления в сульфит-анионе и катионе аммо-

ния. Действуя, как в предыдущем примере, получим ⎛ x -2 ⎞ ⎜ S O3 ⎟ ⎝ ⎠

1+

2-

⎛ y +1 ⎞ ⎜ N O4 ⎟ ⎝ ⎠

x + (-2)·3 = -2; x = +4;

y + (+1)·4 = +1; y = -3.

В ходе окислительно-восстановительной реакции степени окисления атомов изменяются. Это позволяет определить по уравнению реакции, является ли она окислительно-восстановительной или нет. Пример

18.

Какая

из

приведенных

реакций

является

окислительно-

восстановительной? 1

CaO + H2O = Ca(OH)2

2

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

3

2Ca + O2 = 2CaO

4

CaO + CO2 = CaCO3

5

CaO + SO3 = CaSO4 Для ответа на вопрос задачи необходимо вычислить степени окисления

атомов всех элементов, входящих в состав указанных соединений, и найти такую реакцию, в результате которой произошло их изменение. +2 −2

+1

−2

+2

−2

+1

+2

−1

1

Ca O + H 2 O = Ca(O H ) 2

2

Ca C O3 + 2 H Cl = Ca Cl 2 + H 2 O + C O2

+2 +4 −2

0

+1 −1

0

2 Ca + O2 = 2 Ca O

4

Ca O + C O 2 = Ca C O3

5

+4 −2

+2 −2

+6 −2

−2

+4 −2

+2 −2

3

+2 −2

+1

+2 +4 −2

+2 +6 −2

Ca O + S O3 = Ca S O 4 60

Изменение степеней окисления атомов произошло только в реакции № 3: атома кальция от 0 до +2 и атома кислорода от 0 до -2. Именно эта реакция и относится к разряду окислительно-восстановительных: атомы кальция в ней окисляются, атомы кислорода восстанавливаются. Остальные реакции не являются окислительно-восстановительными: ни один из атомов, входящих в состав соединений, не меняет своей степени окисления. По величине степеней окисления можно судить о поведении различных веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Для этого используют понятия максимальной (высшей) и минимальной (низшей) степеней окисления. Максимальная степень окисления отвечает состоянию атома, "отдавшего" все свои валентные электроны. В этом случае внешний электронный уровень "пуст". Максимальная степень окисления соответствует числу валентных электронов данного атома, поэтому в большинстве случаев она равна номеру группы периодической системы, в которой находится данный элемент. Например, высшая степень окисления молибдена (VI группа элементов) равна +6, а технеция (VII группа элементов) +7. Атом в минимальной степени окисления имеет полностью занятый внешний энергетический уровень (8 электронов – октет). Минимальная степень окисления атомов неметаллов – элементов IV, V, VI, VII, VIII групп, главных подгрупп, соответствует числу электронов, которое способен принять атом для достройки валентной оболочки до октета, т.е. численно равна разности между 8 и числом уже имеющихся собственных валентных электронов (для большинства элементов это номер группы в периодической системе). Например, низшая степень окисления атома азота (V группа элементов) равна: 5 - 8 = -3, а низшая степень окисления атома кремния (IV элементов равна 4 – 8 = -4. Минимальная степень окисления атомов металлов (к ним относят s-элементы, кроме H и He, p-элементы III группы, главной подгруппы, кроме элемента бора, а также d- и f-элементы) равна нулю. Металлы являются типичными восстановителями и не проявляют отрицательных степеней окисления. 61

Атомы в максимальных степенях окисления могут только принимать электроны, т.е. проявляют свойства только окислителей. Атомы в минимальных степенях окисления способны только отдавать электроны и всегда ведут себя как восстановители. Атомы в промежуточных степенях окисления в зависимости от партнеров по реакции могут либо отдавать, либо принимать электроны и проявлять, таким образом, окислительно-восстановительную двойственность. Например, для приведенных ниже соединений серы (VI группа элементов), хлора (VII группа элементов) и марганца (VII группа элементов) можно предсказать следующие окислительно-восстановительные свойства: Пример 19. Какое из указанных соединений проявляет окислительно-

восстановительную двойственность за счет атомов углерода? 1. СO 2. CH4 3. H2CO3 4. CO2 5. CaCO3 Прежде всего необходимо вычислить степени окисления атомов: +2 −2

1. C O −4 +1

2.

CH4 +1 +4 −2

3. H 2 C O3 +4 −2

4. C O2 +2 +4 −2

5.

Ca C O 3

62

В периодической системе углерод стоит в главной подгруппе IV группы, следовательно, его максимальная степень окисления равна +4, а минимальная -4. Поэтому соединения углерода, содержащие атомы этого элемента в степени окисления +4, будут типичными окислителями (H2CO3, CO2, CaCO3), а соединения углерода в степени окисления -4 – типичными восстановителями (СH4). Окислительно-восстановительную двойственность способны проявлять соединения, содержащие атомы в промежуточной степени окисления. Из приведенных в задании химических соединений таковым является оксид углерода (II), в котором степень окисления атома углерода и является промежуточной для этого элемента (+2). Как было указано выше, процессы окисления и восстановления отображают с помощью электронных уравнений, в которых указывают исходное и конечное состояния атома, а также число электронов, принимаемых или отдаваемых атомами. Например, процессам восстановления атома марганца от степени окисления +7 до степени окисления +2 и окисления атома серы от степени окисления -2 до степени окисления +6 соответствуют следующие электронные уравнения: +7

+2

Mn + 5 ē = Mn −2

+6

S − 8ē = S .

В процессе окисления степень окисления атома возрастает (отдача электронов), в процессе восстановления (присоединение электронов), напротив, степень окисления атома уменьшается. Пример 20. В каком из процессов происходит окисление?

1. HI → KI 2. HIO → I2 3. I2 → HIO4 4. I2O7 → HIO4 5. HIO4 → I2O3

63

Прежде всего следует вычислить степени окисления: +1 −1

+1 −1

1. H I → K I +1 +1 −2

0

2. H I O → I 2 +1 +7 −2

0

3. I 2 → H I O 4 4.

+7

−2

+1 + 7 − 2

I 2 O7 → H I O 4 +1 +7 −2

+3

−2

5. H I O 4 → I 2 O 3 . Окисление – это процесс отдачи электронов, следовательно, нужно выбрать такой процесс, в котором степень окисления повышается. Этому условию удовлетворяет процесс под номером 3: 0

+1 +7 −2

I 2 → H I O4 Пример 21. В каком из процессов происходит восстановление?

1. HNO2 → HNO3 2. N2O4 → NO2 3. NO → N2O 4. NH3 → N2 5. N2O → HNO2 Вычисление степеней окисления дает следующие результаты: +1 +3 −2

+1 +5 −2

1. H N O 2 → H N O 3 +4

2.

−2

+4 −2

N 2 O4 → N O2 +2 −2

+1

−2

3. N O → N 2 O −3 +1

0

4. N H 3 → N 2 +1 −2

+1 +3 −2

5. N 2 O → H N O 2 64

Восстановление – это процесс присоединения электронов, следовательно, степень окисления должна понижаться. Именно это и происходит в процессе № 3: +2 −2

+1

−2

N O → N2O . Для

подбора

коэффициентов

в

уравнениях

окислительно-

восстановительных реакций можно пользоваться разными методами. Здесь рассматривается один из них – метод электронного баланса. Проследим порядок расстановки коэффициентов на примере уравнения реакции между перманганатом калия и иодидом натрия в кислой среде: KMnO4 + NaI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O Вычислим степени окисления атомов: +1

+7 −2

K Mn O 4 окислитель

+

+1 −1

+1

+ Na I восстановитель

+6 −2

H 2 S O4 → среда

( максимальная ( минимальная степень степень окисления) окисления) + 2 +6 −2

0

+1

+6 −2

+1

+6 −2

+1

−2

→ Mn S O 4 + I 2 + K 2 S O 4 + Na 2 S O 4 + H 2 O Составим электронные уравнения процессов восстановления и окисления, +7

+2

восстановление Mn + 5 ē = Mn окисление

−1

0

2 I − 2ē = I2

Последнее уравнение удвоено по причине двухатомности молекул иода.

65

Теперь займемся коэффициентами. Прежде всего необходимо сбалансировать электроны: суммарное число принятых атомами окислителя электронов должно равняться числу электронов, отданных атомами восстановителя. Чтобы это соблюдалось, все члены первого уравнения нужно домножить на 2, а все члены второго – на 5 (наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов равно 10; множитель для первого уравнения 10:5=2, множитель для второго 10:2=5): +7

+2

восстановление Mn + 5 ē = Mn 2 окисление

−1

0

2 I − 2ē = I2

5

Перенесем найденные коэффициенты 2 и 5 в уравнение реакции 2 KMnO4 + 10 NaI + H2SO4 → MnSO4 + 5 I2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O Уравняем число атомов K и Na 2 KMnO4 + 10 NaI + H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2 + K2SO4 + 5 Na2SO4 + H2O Серная кислота, создающая кислую среду в растворе, одновременно служит солеобразователем, связывая катионы металлов. На образование сульфатов марганца, калия и натрия идет 2 + 1 + 5 = 8 моль кислоты: 2 KMnO4 + 10 NaI + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2 + K2SO4 + 5 Na2SO4 + H2O Теперь уравниваем число атомов водорода. В левой части уравнения их 8·2=16, отсюда коэффициент перед формулой воды равен 8: 2 KMnO4 + 10 NaI + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 I2 + K2SO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O 66

Правильность расстановки коэффициентов проверяем, подсчитывая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения – оно должно быть одним и тем же. В случае, когда атомы кислорода выступают в качестве окислителей или восстановителей, такая проверка бесполезна, и нужно подсчитать числа всех других атомов в обеих частях уравнения. Итак, последовательность расстановки коэффициентов: – электронный баланс, – перенос полученных множителей в уравнение реакции, – уравнивание числа атомов металлов, – уравнивание числа кислотных остатков, – уравнивание числа атомов водорода, – проверка по числу кислородных атомов.

Окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три класса: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования. Межмолекулярные реакции характеризуются следующим признаком: атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав разных веществ. Примером может служить окислительно-восстановительных реакций, уравнение которой рассмотрено выше. В случае внутримолекулярных реакций атом-окислитель и атомвосстановитель, являясь атомами разных элементов или одного и того же элемента, но с разными степенями окисления, входят в состав одного и того же вещества. Например: 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 +5

−1

Cl + 6 ē = Cl −2

2

0

2O − 4 ē = O2 3

67

Наконец, реакции диспропорционирования происходят в результате окисления и восстановления атома одного и того же элемента, находящегося в промежуточной степени окисления, например: 3 HNO2 = HNO3 + 2 NO + H2O +3

+5

N − 2ē = N +3

+2

N + 1ē = N

1 2

При этом степень окисления атома азота и понижается, и повышается.

68

4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А12,13 1. Какая реакция не являетcя окислительно-восстановительной ?

1. 2 Pb + O2 + 2 H2O = 2 Pb(OH)2 2. PbO2 + 4 HCl = PbCl4 + 2 H2O 3. 2 PbS + 3 O2 = 2 PbO + 2 SO2 4. PbCl4 = PbCl2 + Cl2 5. Pb + 4 KOH + 2 H2O = K4[Pb(OH)6] + H2 2. Какое вещество за счет атомов S может быть только восстановителем ?

1. H2SO4 2. SO3 3. Na2SO3 4. K2S 5. SO2 3. Укажите процесс окисления

1. H2SO3 → S 2. S → H2S 3. SO2 → H2SO4 4. SO3 → H2SO4 5. H2SO3 → SO2

12 13

необходимо указать номер правильного ответа правильные ответы на смотрите на стр.112 69

4. Укажите процесс восстановления

1. HCl → HClO2 2. HClO → HClO3 3. HClO4 → Cl2 4. HClO → HClO4 5. HClO3 → Cl2O5 5. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса: НCl + KMnO4 → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O и укажите стехиометрический коэффициент H2O.

1. 6 2. 10 3. 8 4. 4 5. 12

70

5. Порядок выполнения работы Опыт 1.Сравнение восстановительной активности галогенидов Проводить в вытяжном шкафу!

В одну пробирку поместите небольшое количество кристаллического бромида калия, в другую – столько же иодида калия. В обе пробирки добавьте 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Обратите внимание на образование окрашенных продуктов и газов с резкими запахами. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KBr + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O KI + H2SO4 → I2

+ K2SO4 + H2S + H2O

Какими окислительно-восстановительными свойствами обладают галогенид-ионы? Почему? Сделайте вывод об относительной активности Br- и I-. Поясните вывод, проанализировав взаимное расположение элементов Br и I в периодической системе Д.И. Менделеева. К какому типу принадлежит каждая из окислительно-восстановительных реакций? Опыт 2. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных

средах. Опыт 2.1. Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия

(KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи KOH. После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфита натрия (Na2SO3). Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет первого рас-

71

твора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + KOH + Na2SO4 KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительновосстановительные реакции? Опыт 2.2. Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия

(KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи KOH. После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфата железа (II) – FeSO4. Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O KMnO4 + FeSO4 + H2O

→ MnO2 + FeOHSO4 + KOH

KMnO4 + FeSO4 + KOH

→ K2MnO4 + FeOHSO4

72

Как меняется степень окисления атома марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера

среды.

К

какому

типу

принадлежат

данные

окислительно-

восстановительные реакции? Опыт 2.3. Проводить в вытяжном шкафу!

Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4). Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл концентрированного раствора щелочи (NaOH или KOH). После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического нитрита калия или натрия NaNO2. Перемешайте реакционную смесь. Если взаимодействие в нейтральной или щелочной среде не начинается сразу, слегка подогрейте реакционную смесь на пламени спиртовки. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В каком случае наблюдается образование осадка? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + KOH + NaNO3 KMnO4 + NaNO2 + KOH → K2MnO4 + KNO3 + H2O Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительновосстановительные реакции ?

73

Опыт 3. Изучение окислительно-восстановительных свойств соединений хро-

ма. Проводить в вытяжном шкафу!

В пробирку налейте 2-3 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7) и столько же разбавленной серной кислоты. К полученной смеси по каплям добавляйте свежеприготовленный раствор сульфата железа (II) FeSO4 до образования устойчивой окраски раствора. В другую пробирку налейте 2-3 мл раствора сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3 и по каплям добавьте раствор гидроксида натрия. Образующийся вначале осадок гидроксида хрома (III) (Cr(OH)3) растворяется в избытке щелочи. К полученному раствору тетрагидроксохромата (III) натрия (Na[Cr(OH)4]) добавьте бромной воды (aq Br2). Наблюдайте изменение цвета раствора. Сравните его с цветом имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений хрома. Об образовании каких ионов он свидетельствует? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Na[Cr(OH)4] + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O Сделайте вывод о поведении соединений хрома (VI) и хрома (III) в окислительно-восстановительных реакциях. Какая степень окисления хрома отвечает большей устойчивости в кислой среде? В щелочной? К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?

74

Опыт 4. Изучение окислительно-восстановительной двойственности нитрита

калия или натрия. В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора иодида калия (KI) и равный объем разбавленной серной кислоты, а затем прибавьте 2-3 мл раствора нитрита калия или натрия (KNO2 или NaNO2). Как изменяется окраска раствора? Какой газ выделяется? В другую пробирку налейте 1-2 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7), двойной объем разбавленной серной кислоты и 4-5 мл раствора нитрита калия или натрия NaNO2. Чем объясняется изменение окраски раствора (сравните ее с окраской имеющихся в Вашем распоряжении соединений хрома)? Какую роль выполняет нитрит калия (натрия) в каждой из реакций, чем это можно объяснить? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Na2SO4 + NO + H2O NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции? Опыт 5. Изучение окислительно-восстановительной двойственности сульфита

натрия. Приготовьте 2-3 мл раствора сульфита натрия (Na2SO3), разделите его пополам, отлив часть в другую пробирку. К одной части раствора прилейте такой же объем разбавленной серной кислоты и добавляйте по каплям раствор дихромата калия (K2Cr2O7) до получения устойчивой окраски раствора. Ко второй части раствора сульфита натрия добавьте равный объем разбавленной серной кислоты и 1-2 мл раствора сульфида натрия (Na2S). Что наблюдается? 75

Какую роль выполняет сульфит натрия в каждой из реакций, чем это можно объяснить? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O Na2SO3 + Na2S

+ H2SO4 → S + Na2SO4 + H2O

К какому типу окислительно-восстановительных реакций принадлежат данные? Опыт 6. Изучение окислительно-восстановительной двойственности перокси-

да водорода. В две пробирки налейте по 2 мл раствора пероксида водорода (Н2О2) и столько же разбавленной серной кислоты. В первую добавьте 1-2 мл раствора иодида калия (KI) и 1-2 капли раствора крахмала. О чем свидетельствует изменение окраски крахмала? Во вторую пробирку прибавляйте по каплям раствор перманганата калия (KMnO4). Что наблюдается? Чем это можно объяснить? Какую роль играет пероксид водорода в каждой реакции? Почему это возможно? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Н2О2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O К какому типу окислительно-восстановительных реакций относятся данные?

76

Опыт 7. Изучение окислительно-восстановительной двойственности диоксида

марганца. Проводить в вытяжном шкафу!

К небольшому количеству порошка диоксида марганца (MnO2) прилейте 2-3 мл концентрированной серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку до выделения газа. Как изменяется цвет реакционной смеси? После охлаждения реакционной смеси добавьте в пробирку небольшое количество воды. Сравните полученную окраску с окраской имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений марганца. Какую степень окисления приобретает атом марганца в результате реакции? В другую пробирку с таким же количеством MnO2 добавьте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Отметьте изменение цвета реакционной смеси и выделение газа. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: MnO2 + H2SO4 → HMnO4 + SO2 + H2O MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O Какую роль выполняет диоксид марганца в каждой из реакций, чем это можно объяснить? К какому типу окислительно-восстановительных реакций принадлежит каждая из них? Опыт 8. Изучение различных типов окислительно-восстановительных реак-

ций. Опыт 8.1. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия

(K2Cr2O7), прилейте равный объем серной кислоты. Добавьте небольшое количество кристаллического нитрита натрия (NaNO2) до изменения цвета раствора. Сравните цвет раствора с цветом имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений хрома. Какую степень окисления приобрел атом хрома в результате реакции?

77

Возьмите небольшое количество кристаллического дихромата аммония (NH4)2Cr2O7, насыпьте его горкой на керамическую плитку. Прикоснитесь горящей лучинкой к кристаллам и подержите некоторое время (до начала бурной реакции). Отметьте происходящие явления. Как изменяется цвет кристаллов? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O К какому типу принадлежит каждая реакция? Какие окислительновосстановительные свойства проявляет Cr (VI)? Чем объясняется способность дихромата аммония (в отличие от дихромата калия) к внутримолекулярному окислению-восстановлению? Опыт 8.2. Налейте в пробирку 2 мл раствора перманганата калия KMnO4,

добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, а затем небольшое количество кристаллического сульфита натрия (Na2SO3). Перемешайте реакционную смесь. Наблюдайте изменение цвета раствора. Сравните цвет раствора с цветом раствора имеющихся в Вашем распоряжении соединений марганца. Проводить в вытяжном шкафу!

В сухую пробирку поместите несколько кристалликов сульфита натрия (Na2SO3) и нагревайте ее на пламени спиртовки 5-6 минут. Для установления состава реакционной смеси, полученной при нагревании сульфита натрия, проделайте качественные реакции на ионы S2- и SO42-. Реактивом на сульфид ион S2- может служить раствор соли меди (II): в результате обменной реакции образуется характерный черный осадок сульфида меди (II). Доказательством присутствия в растворе сульфат-анионов может служить реакция с раствором какой-либо соли бария, приводящая к образования белого осадка сульфата бария BaSO4. 78

Для проведения качественных реакций охлажденную реакционную смесь растворите в небольшом количестве воды. Разделите раствор на две части, к одной добавьте несколько капель раствора хлорида бария BaCl2 , к другой - несколько капель раствора сульфата меди CuSO4. Отметьте цвет образующихся осадков. Напишите уравнения реакций их образования. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O Na2SO3 → Na2S + Na2SO4 К какому типу принадлежит каждая из реакций? Почему атомы серы в сульфите натрия способны к диспропорционированию? Опыт 9. Изучение реакции металлов с серной кислотой. Опыт 9.1. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в две пробирки по грануле цинка. В одну пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, а в другую – 2 мл концентрированной серной кислоты. При необходимости осторожно нагрейте пробирки на пламени спиртовки. Что наблюдается? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Zn + H 2SO 4 разб. → ZnSO 4 + H 2 Zn + H 2SO 4 конц. → ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O Сделайте обобщенный вывод о различии поведения серной кислоты в зависимости от ее концентрации.

79

Опыт 9.2. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в каждую из двух пробирок по небольшому кусочку магниевой и медной стружки. Осторожно прибавьте 1-2 мл разбавленной серной кислоты. В каком случае реакция не идет? Почему? Повторите опыт, заменив разбавленную кислоту на концентрированную. Сравните запахи выделяющихся газообразных продуктов. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Mg + H 2SO 4 конц. → MgSO 4 + H 2S + H 2 O

Cu + H 2SO 4 конц. → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O Сделайте обобщенный вывод о влиянии природы металла на окислительные свойства серной кислоты. Опыт 10. Изучение реакции металлов с азотной кислотой. Опыт 10.1. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в каждую из двух пробирок по небольшому кусочку медной стружки. В одну из них добавьте 1-2 мл разбавленной азотной кислоты, а в другую – столько же концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку можно слегка нагреть на пламени спиртовки, если реакция не начинается. Что наблюдается? Сравните цвет растворов и выделяющихся газообразных продуктов. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Cu + HNO3 разб. → Cu(NO3 ) 2 + NO + H 2 O Cu + HNO3 конц. → Cu(NO3 )2 + NO 2 + H 2 O

Сделайте вывод о различном поведении азотной кислоты в окислительновосстановительных реакциях в зависимости от ее концентрации.

80

Опыт 10.2. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в две пробирки по небольшому кусочку магниевой и медной стружки. Прилейте в каждую пробирку 1-2 мл разбавленной азотной кислоты. Отметьте наблюдаемые явления. Если во второй пробирке реакция не начинается, нагрейте ее на пламени спиртовки. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Mg + HNO3 разб. → Mg(NO3 ) 2 + NH 4 NO3 + H 2 O Cu + HNO3 разб. → Cu(NO3 ) 2 + NO + H 2 O Сделайте обобщенный вывод о влиянии природы металлов на окислительную способность азотной кислоты. 6. Содержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. По каждому опыту: – его название; – Ваши экспериментальные наблюдения; – электронные уравнения с указанием окислителя, восстановителя и процессов окисления и восстановления; – уравнения реакций. 4.Выводы.

81

Р а б о т а 4. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ 1. Цель работы

Экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в работающих гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обуславливающими электрохимическую коррозию металлов и сплавов. 2. Вопросы для подготовки к работе

1.

Какая система называется в электрохимии электродом?

2.

Что такое электродный потенциал?

3.

Потенциал какого электрода принят за нуль?

4.

От каких параметров зависит величина электродного потенциала?

5.

Что такое стандартный электродный потенциал?

6.

Как записывается уравнение Нернста для электродов типа Men+│Me?

7.

Что такое гальванический элемент?

8.

Какой электрод в гальваническом элементе называется анодом? Какой

электрод называется катодом? 9.

Как рассчитывается ЭДС гальванического элемента?

10. Какая химическая реакция называется электролизом? 11. На каком электроде при электролизе происходит процесс восстановления? Процесс окисления? 12. Чем определяется последовательность восстановления катионов при электролизе? 13. В каких случаях на катоде восстанавливаются катионы металлов? В каких случаях на катоде восстанавливается вода? 14. Какие металлы нельзя получить электролизом водных растворов их солей?

82

15. В какой последовательности окисляются при электролизе частицы на аноде? 16. В каких случаях при электролизе водных растворов на аноде окисляется вода? Какие продукты при этом образуются? 17. Что такое коррозия металлов? 18. Как происходит химическая коррозия? Приведите примеры. 19. В каких случаях происходит электрохимическая коррозия? 20. Что представляет собой анодный процесс при коррозии? 21. Какой катодный процесс происходит при коррозии металлов: – в кислой среде? – в нейтральной среде? 22. Как происходит коррозия при контакте двух металлов? 23. Какие покрытия называют анодными? Как происходит коррозия при нарушении их целостности? 24. Какие покрытия называют катодными? Как происходит коррозия при нарушении их целостности? 25. Каковы принципиальные методы защиты металлов от коррозии? 3. Основные теоретические положения Электродные потенциалы

Проводники делят на две группы по типу носителей заряда: в проводниках первого рода ток переносят электроны (металлы), в проводниках второго рода - ионы (растворы и расплавы электролитов). Система, состоящая из проводника первого рода, контактирующего с проводником второго рода, называется электродом. Разность между потенциалом проводника первого рода (например, металлом) и потенциалом в глубине раствора или расплава, равным нулю, принято называть электродным потенциалом. 83

Ионно-металлический электрод представляет собой металлическую пластину (проводник первого рода), погруженную в раствор соли того же металла (проводник второго рода). Например, медь в растворе сульфата меди. Схематически это записывают так: Cu2+│Cu, или в общем виде: Меn+│Ме. При контакте металла с водой или водным раствором электролита полярные молекулы воды взаимодействуют с катионами металла, находящимися в узлах кристаллической решетки. В результате гидратированные катионы металла могут переходить в раствор. Параллельно возможен и обратный процесс встраивание катионов металла из раствора в кристаллическую решетку. С течением времени скорости обоих процессов выравниваются, и устанавливается равновесие между металлом в твердой фазе (восстановленная форма) и катионами металла в растворе (окисленная форма):

Me (т) + m H2О

[ Me( H 2 O) m ] n + (р-р) + nē,

или в сокращенном виде (без учета гидратации ионов): Me(т)

Men+(р-р) + nē.

В зависимости от положения равновесия, поверхность металла заряжается отрицательно за счет избытка электронов или положительно за счет осаждения на ней катионов Men+. Для компенсации заряда к поверхности металла притягиваются ионы противоположного знака, образуя своеобразный конденсатор – так называемый двойной электрический слой. Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое, и есть равновесный электродный потенциал. Абсолютную величину разности потенциалов в двойном слое нельзя ни рассчитать, ни измерить, можно лишь определить разность потенциалов двух электродов, то есть относительную величину электродного потенциала. В электрохимии водных растворов за эталон принят водородный электрод, в котором

84

на поверхности платины, опущенной в раствор кислоты, происходит электродный процесс 2H+ + 2ē

H2.

Сама платина в электродном процессе участия не принимает. В стандартных условиях (давление водорода 101300 Па, концентрация ионов водорода 1 моль/л) потенциал такого электрода считается равным нулю при всех температурах. Отнесенные к этой точке отсчета величины стандартных электродных потенциалов Е0 для ряда ионно-металлических электродов приведены в Приложении 3. Равновесный электродный потенциал зависит от природы электрода, концентрации ионов в растворе, температуры. Эта зависимость описывается уравнением Нернста, которое для ионно-металлических электродов имеет вид:

0 EMen + / Me = EMe + n+ / Me

где

EMe n+ / Me

RT ln[Men+ ] nF 0

– равновесный электродный потенциал, В; EMe n+ / Me – стандарт-

ный электродный потенциал (потенциал для данного электрода при Т = 298 К и [Mеn+] = 1 моль/л), В; R = 8.3144 Дж/(моль·К) – универсальная газовая постоянная; n – число электронов, участвующих в процессе; F = 96484.561 Кл/моль – постоянная Фарадея (заряд одного моль электронов); Т – абсолютная температура, К; символ в квадратных скобках означает молярную концентрацию катионов металла. При температуре 298.15 К уравнение Нернста для ионно-металлического электрода примет вид:

0 EMe n + / Me = EMe + n+ / Me

0.059 lg[ Me n + ] n

Величины электродных потенциалов характеризуют окислительновосстановительную активность веществ в реакциях, протекающих в водных 85

растворах: чем меньше алгебраическое значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма вещества; или, что то же самое, чем больше алгебраическое значение потенциала, тем более сильным окислителем является окисленная форма вещества. Пример 22. Можно ли восстановить свинец из раствора его соли с помощью

меди? Возможна ли такая реакция с участием цинка? Сравним значения стандартных электродных потенциалов рассматриваемых металлов: 0 EPb = −0.126 ( B) 2+ / Pb 0 0 ECu = 0.337 ( B) 2+ / Cu 0 0 EZn = −0.763 ( B) 2+ / Zn 0

Металл-восстановитель должен иметь меньший электродный потенциал, чем потенциал свинца. Следовательно, реакция Zn + Pb2+ = Zn2+ + Pb возможна, a реакция между Сu и Pb2+ – нет. Гальванические элементы

Системы, в которых химическая энергия преобразуется в электрическую, называются гальваническими элементами. Гальванический элемент состоит из двух электродов, электролиты которых сообщаются (рис.1). Например, гальванический элемент Даниэля-Якоби состоит из цинковой и медной пластин, погруженных в растворы сульфатов цинка и меди, соответственно. Растворы электролитов соединены между собой так называемым электролитическим ключом – трубкой, заполненной раствором электролита (например, Na2SO4).

86

Рис.1. Гальванический элемент Схему

гальванического

элемента,

состоящего

из

двух

ионно-

металлических электродов, записывают так: Ме |Электролит ║ Электролит | Ме. В схеме "|" обозначает границу между металлом и электролитом, а "║" – электролитический контакт. Пока внешняя цепь гальванического элемента разомкнута, процессы на его электродах равновесны, и им отвечают равновесные скачки потенциала:

E1 (M e10 M e1n + + n ē) E 2 (M e20

M e2m + + m ē)

Если же металлические пластины соединить проводником, электроны будут передвигаться по нему от электрода с меньшим (более отрицательным) потенциалом к электроду с большим (более положительным) потенциалом, то есть в направлении выравнивания обоих потенциалов. При Е1 < Е2 на первом электроде пойдет процесс окисления, на втором – восстановления:

87

Me10 − ne − = Me1n + Me2m + + me − = Me20 Электрод, на котором идет окисление, называется анодом; электрод, на котором идет восстановление, называется катодом. В схеме гальванического элемента слева пишется анод, справа – катод. Объединив уравнения электродных процессов, получим суммарное уравнение реакции

mMe10 + nMe2m + = mMe1n + + nMe20 Пример 23. При работе какого гальванического элемента протекают процессы:

Cd0 - 2 ē = Cd2+, 2H+ + 2 ē = H2? 1. Сd│CdSO4║CuSO4│Cu; 2. Mg│H2SO4│Cd; 3. Сd│H2SO4│Cu? 4. Mg│MgSO4║СdCl2│Сd 5. Сd│Сd(NO3)2║AgNO3│Ag Первый электродный процесс представляет собой окисление, то есть происходит на аноде (электроде с меньшим электродным потенциалом), таким образом, известно, что металлом анода является Cd. Этому условию удовлетворяют электрохимические схемы № 1, № 3 и № 5 (в электрохимической схеме анод указывают слева). Второй электродный процесс (2H+ + 2 ē = H2) – восстановление ионов водорода, происходит на катоде. Следовательно, электролит катода содержит катионы водорода Н+ – ионы, характерные для кислот. Среди предложенных электролитов кислота имеется в схемах № 2 и № 3. Таким образом, из всех рассматриваемых схем выбираем Cd│H2SO4│Cu (№ 3), так как только в этом случае металлом анода является Cd, и в катодном электролите имеются ионы H+. 88

Пример 24. Какие электродные процессы протекают при работе гальваниче-

ского элемента Mg│Mg(NO3)2║Pb(NO3)2│Pb? 1. Mg0 - 2ē = Mg2+; 2.

Pb0 – 2ē = Pb2+;

Mg2+ + 2ē = Mg0 2H+ + 2ē = H20

3. Mg0 – 2ē = Mg2+;

Pb2+ + 2ē = Pb0

4. Mg0 – 2ē = Mg2+;

2H2O + O2 + 4ē = 4OH-

5. Pb0 – 2ē = Pb2+;

Mg2+ + 2ē = Mg0

Поскольку по правилам составления электрохимической схемы слева записывают анод, а справа – катод, анодом в данной системе является Mg│Mg(NO3)2, катодом - Pb(NO3)2│Pb. Анодный процесс заключается в окислении металла анода, в данном случае: Mg0 - 2 ē = Mg2+, Следовательно, ответы № 2 и № 5, в которых участником анодного процесса является Pb, неверны. Катодный процесс заключается в восстановлении ионов, присутствующих в электролите катода, в данном случае: Pb2+ + 2ē = Pb0. Следовательно, ответ № 3 является правильным. Итак, в гальваническом элементе протекает окислительно-восстановительная реакция, в которой окислитель и восстановитель пространственно разделены. Переход электронов от восстановителя к окислителю происходит по внешней цепи. Энергия химической реакции превращается в работу, которую может совершить протекающий ток. Напряжение на гальваническом элементе, соответствующее бесконечно малому току во внешней цепи, называется электродвижущей силой (ЭДС) галь89

ванического элемента. Ее рассчитывают, вычитая потенциал анода из потенциала катода:

ЭДС = Екатода - Еанода. Пример 25. Составьте электрохимическую схему медно-серебряного гальвани-

ческого элемента, состоящего из меди, погруженной в 0.1 М раствор CuSO4, и серебра, погруженного в 1.0 М раствора AgNO3. Вычислите ЭДС этого элемента. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и суммарной реакции. Электродный потенциал меди меньше, чем электродный потенциал серебра: 0 E Cu = +0.337 ( B ); 2+ / Cu 0 0 E Ag = +0.799 ( B ) + / Ag 0

поэтому электрохимическая схема медно-серебряного элемента имеет вид: (-)Cu│CuSO4║AgNO3│Ag(+). 0,1 M 1,0 M Медь в рассматриваемом гальваническом элементе является металлом анода, а серебро – металлом катода. Потенциалы медного и серебряного электродов равны соответственно:

0.059 lg[Cu 2+ ] = +0.337 − 0.0295 = +0.3075 ( B ); 2 0.059 0 E Ag + / Ag 0 = E Ag + lg[ Ag + ] = +0.799 ( B ) + / Ag 1 ЭДС = E Ag + / Ag 0 − E Cu 2 + / Cu 0 = +0.799 − 0.3075 ≈ 0.49 ( B) 0 E Cu 2 + / Cu 0 = E Cu + 2+ / Cu

90

При работе гальванического элемента на аноде идет процесс окисления меди: Сu0 - 2 ē = Cu2+, а на катоде - восстановление катионов серебра: Ag+ + ē = Ag. Суммарное уравнение реакции при работе элемента Сu + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag. Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2.+ 2Ag Электролиз Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных про-

цессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе электрическая энергия преобразуется в химическую. Электролиз проводят в приборах или установках, называемых электролизерами. Основным их конструкционным элементом являются электроды, соединенные с полюсами источника постоянного электрического тока (рис.2).

Рис.2. Электролизер

При протекании тока происходит поляризация электродов, т.е. отклонение величины потенциала от равновесного значения на │ΔE│. 91

Потенциал электрода, присоединенного к отрицательному полюсу, (катода), сдвигается в отрицательную сторону, и на нем идет процесс восстановления. На электроде, присоединенном к положительному полюсу, (аноде), потенциал сдвигается в положительную сторону, и на нем идет процесс окисления. Направление и скорость процесса при электролизе зависит от величины электродного потенциала, от природы электрохимической системы, температуры, концентрации веществ. Например, если в электролите имеются разные катионы, в первую очередь восстанавливается тот из них, для которого величина электродного потенциала наибольшая. Из нескольких возможных анодных процессов в первую очередь происходит тот, который характеризуется наименьшим электродным потенциалом. В случае присутствия в системе различных ионов или молекул, способных к электрохимическому восстановлению или окислению, следует учитывать возможность протекания параллельных процессов. Так при электролизе водных растворов электролитов восстанавливаться и окисляться могут молекулы воды. Характер катодного процесса при электролизе водных растворов электролитов зависит от величины стандартного электродного потенциала металла. Все металлы по поведению при электролизе водных растворов их соединений можно разделить на три группы (табл.7). В первую входят металлы, имеющие значения стандартных электродных потенциалов, большие, чем –0.15 В. При электролизе водных растворов их солей на катоде восстанавливаются только катионы металлов. В таблице стандартных электродных потенциалов (приложение 3) это металлы от Au (золото) до Sn (олово). Вторая группа образована металлами с Е0, меньшими, чем приблизительно -1,6 B (алюминий, бериллий, магний, щелочно-земельные и щелочные металлы). Их катионы в присутствии воды не восстанавливаются, идет процесс восстановления воды. При электролизе водных растворов солей металлов со стандартными электродными потенциалами, лежащими в промежутке от -1,6 В до –0.15 В, на 92

катоде могут идти оба процесса, т.е. восстанавливаются и катионы металла, и вода. В таблице стандартных электродных потенциалов металлы этой группы располагаются между Ni (никель) и Mn (марганец). Таблица 7 Катодные процессы при электролизе водных растворов веществ14 Стандартные электродные потенциалы металлов

E

0 Me n + / Me 0

E0 >-0.15

Уравнение процесса

Me n + + ne − = Me0

0

-0.15>E >-1.6

Me n + + ne − = Me0 2H2O + 2 ē = H2 + 2OH-

E0<-1.6

2H2O + 2 ē = H2 + 2OH-

Характер анодного процесса определяется типом и составом анионов (табл. 8). Платиновый или графитовый аноды не подвергаются окислению, они являются инертными. Окисление воды, сопровождающееся выделением газообразного кислорода, происходит в тех случаях, когда в состав электролита входят: – анионы кислородосодержащих кислот с центральным атомом в максималь2− − 3− ной степени окисления (например, SO4 , NO3 , PO4 ).

– фторид-анионы (F-). 2− − − − Анионы других бескислородных кислот (например, S , Cl , Br , I ) и

−

гидроксид-ион ( OH ) способны окисляться на инертных анодах при электролизе водных растворов электролитов. 14

При электролизе кислот и их водных растворов на катоде восстанавливаются катионы водорода 2H+ + 2e- = H2. 93

Таблица 8 Анодные процессы при электролизе водных растворов веществ15 Состав электролита

Уравнение процесса

Соли и кислоты, содержащие бескислородные анионы типа Xn-, например, Cl-, Br-, I-, S2- и др.

Xn- - nē = X

Соли и кислоты, анионы которых содержат атомы кислорода и атом элемента в высшей степени окисления,

2H2O-4ē = O2 +4H+

например, SO 24− , NO3− ,CO32− , а также фторид анион – F− . Щелочи

4OH- -4ē = O2 + 2H2O

Пример 26. Какой металл нельзя получить электролизом водного раствора со-

ли? 1.

Zn,

2.

Cu,

3.

Ag,

4.

Ca,

5.

Pb Из водных растворов солей нельзя получить электролизом те металлы,

для которых E0 <- 1,6 B (см. табл. 3). Поэтому для ответа на вопрос необходимо, используя приложение 3, определить стандартные электродные потенциалы указанных выше металлов.

15

Для инертных (графитовых или платиновых) электродов 94

0 EZn = −0.763 B; 2+ / Zn 0 0 ECu = 0.337 B; 2+ / Cu 0 0 E Ag = 0.799 B; + / Ag 0 0 ECa = −2.866 B; 2+ / Ca 0 0 EPb = −0.126 B. 2+ / Pb 0

Только Са имеет E0 <- 1,6 B, именно его нельзя получить из водного раствора соли. Пример 27. При электролизе водного раствора соли на электродах выделяются

водород и кислород. Раствор какой соли подвергается электролизу? 1. NaCl 2. CaBr2 3. NaClO4 4. CuSO4 5. CuCl2 Водород может выделяться на катоде в случае металлов с E0 < - 1,6 B (см. табл.3). Среди металлов, входящих в состав перечисленных солей такими стандартными электродными потенциалами обладают: 0 ENa = −2.714 B; + / Na 0 0 ECa = −2.866 B 2+ / Ca 0

поэтому при электролизе солей Na и Ca (ответы № 1, № 2, № 3) на катоде выделяется водород. Выделение кислорода можно ожидать в тех случаях, когда в состав соли входят кислородосодержащие анионы (см. табл. 4). Этому условию удовлетворяют № 3 и № 4. В случае солей NaCl и CaBr2 на аноде выделяются Сl2 и Br2. Таким образом, единственная соль, при электролизе раствора которой на катоде выделяется водород, а на аноде кислород - это NaClO4 (ответ № 3).

95

Пример 28. Написать уравнение электродных процессов, происходящих при

электролизе водного раствора сульфата меди с графитовыми электродами. Указать продукты электролиза. Рассматриваемая система может быть отражена электрохимической схемой: (-)С│CuSO4, H2O│C(+). Из возможных катодных процессов (восстановление Сu2+, восстановление H2O) происходит восстановление меди, так как величина стандартного электродного потенциала меди

0 ( E Cu = 0.337 B ) 2+ / Cu 0

> -0.15 (B):

Cu2+ + 2ē = Cu0. 2− Из возможных анодных процессов (окисление SO4 , окисление H2O)

Происходит окисление воды, так как сульфат-анион относится к категории кислородсодержащих анионов, в состав которых входит атом элемента в высшей степени окисления: 2H2O - 4ē = O2 + 4H+. Следовательно, проводя электролиз водного раствора сульфата меди (II), можно выделить: – медь (на катоде), – газообразный кислород (на аноде), – серную кислоту (в прианодном растворе).

Образование серной кислоты объясняется взаимодействием катионов водорода, образующихся на аноде и сульфат анионов, находящихся в прианодном пространстве и не участвующих в электродном процессе.

96

Коррозия металлов и способы защиты от нее Коррозия – это процесс самопроизвольного разрушения металлов и

сплавов при их взаимодействии с окружающей средой. По механизму протекания коррозия разделяется на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия происходит как следствие обычной гетерогенной окислительно-восстановительной реакции. Чаще всего это газовая коррозия, т.е. взаимодействие металлов с газами при высокой температуре. Примером может служить образование окалины при ковке и отливке металлов. Электрохимическая коррозия металлов - это их разрушение в среде электролитов. Согласно электрохимической теории коррозии, процессы окисления (анодные) и процессы восстановления (катодные) пространственно разделены, то есть протекают на разных участках поверхности металла.

Анодный процесс происходит на участках поверхности с меньшими электродными потенциалами при анодной поляризации, т.е. смещении потенциала в положительную сторону от его равновесного значения и сопровождается переходом ионов металла в раствор: Me0– n ē = Men+.

Катодный процесс происходит на участках поверхности с большими электродными потенциалами при катодной поляризации (смещении значения потенциала в отрицательную сторону) и представляет собой восстановление окислителей, присутствующих в растворе электролита. Роль катодных участков играют металлы с большими электродными потенциалами или неметаллические компоненты. Например, в углеродистых сталях катодными участками являются включения карбида железа – цементита. При контакте двух металлов роль катода играет металл с большим электродным потенциалом, а анода – с меньшим электродным потенциалом. Наиболее распространенные в природе окислители – растворенный кислород и ионы водорода. В кислом растворе обычно окислителем являются ио97

ны водорода. На катодном участке эти ионы восстанавливаются и выделяется водород: 2H+ + 2 ē = H2. В нейтральном и щелочном растворах окислителем чаще всего является кислород, и восстановление происходит согласно уравнению: O2 + 2H2O + 4 ē = 4OH-. На изменении скорости катодных и анодных процессов основаны некоторые способы защиты металлов от коррозии. Например, деаэрация воды или применение ингибиторов приводит к уменьшению скорости катодной реакции и тем самым к уменьшению скорости коррозии в целом. Уменьшение скорости анодных процессов достигается увеличением электродного потенциала поверхности (использованием металлов с большими электродными потенциалами, нанесением химических покрытий, например, оксидированием, фосфатированием и т.п.). Часто используется изоляция металлической поверхности от коррозионной среды с помощью различных покрытий. Покрытия могут быть неметаллическими (краски, лаки, эмали и т.п.) или металлическими. Металлические покрытия разделяются на катодные и анодные. Катодными называются покрытия из металла с большим электродным потенциалом на металле с меньшим потенциалом, например, оловянное или медное покрытие на железе. В случае нарушения такого покрытия анодный процесс (окисление) идет на поверхности основного металла.

Анодные покрытия – это покрытия из металлов с меньшими электродными потенциалами на металлах с большими электродными потенциалами, например, цинковое покрытие на железе. При нарушении анодного покрытия разрушению подвергается преимущественно металл покрытия.

98

Пример 29. Какой из перечисленных ниже металлов может быть использован в

качестве катодного покрытия на медном изделии: 1. Sn, 2. Fe, 3. Zn, 4. Ni, 5. Ag Катодное покрытие должно быть выполнено из металла с большим электродным потенциалом, чем у металла изделия. Поэтому, используя приложение 3, необходимо сравнить Е0 меди и всех перечисленных металлов: 0 ECu = 0.337 B; 2+ / Cu 0 0 E Sn = −0.136 B; 2+ / Sn 0 0 E Fe = −0.440 B; 2+ / Fe 0 0 E Zn = −0.763 B; 2+ / Zn 0 0 E Ni = −0.250 B; 2+ / Ni 0 0 E Ag = 0.799 B. + / Ag 0

Только серебро имеет большее значение Е0, чем медь. Поэтому именно Ag можно использовать в качестве материала для нанесения катодного покрытия (ответ № 5). Пример 30. Какая частица образуется на аноде при контактной коррозии Al и Cu?

1. OH2. Cu2+ 3. H+ 4. Al3+ 5. O2

99

В случае контактной коррозии двух металлов анодная поляризация проявляется на металле с меньшим электродным потенциалом, т.е. на Al

( E Al0 3 + / Al 0 = −1.662 B, ECu 2 + / Cu 0 = 0.337 B) ;

при этом протекает про-

цесс окисления алюминия: Аl0 - 3ē = Al3+. Следовательно, на аноде образуется Аl3+ (ответ №4). Пример 31. Какая частица образуется на катодных участках при контактной

коррозии Pb и Ag в кислой среде: 1. Pb2+ 2. OH3. Ag+ 4. H+ 5. H2 В катодном процессе в кислой среде участвуют ионы водорода: 2H+ + 2 ē = H2. Следовательно, на катодных участках образуется водород (ответ №.5). Пример 32. Как происходит коррозия цинка, содержащего примеси железа, в

кислой и в нейтральной среде? Стандартные электродные потенциалы цинка и железа составляют -0,76 В и -0,44 В соответственно. При контакте в первую очередь разрушается цинк: Zn0 - 2 ē -= Zn2+ (анодный процесс). В кислой среде окислителем служат ионы водорода: 2H+ + 2 ē = H2 (катодный процесс). В нейтральной среде окислитель - растворенный в воде кислород: O2 + 2H2O + 4 ē = 4OH- (катодный процесс).

100

4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А16,17 1. В каком из гальванических элементов протекает процесс Zn2+ + 2 ē - = Zn0?

1. Mg│O2 (H2O)│Zn 2. Zn│HCl│Sn 3. Mg│MgCl2║ZnCl2│Zn 4. Mg│HCl│Zn 5. Zn│ZnCl2║SnCl2│Sn 2. Какие процессы протекают на электродах в гальваническом элементе Zn│Zn(NO3) ║AgNO3│Ag?

1. Ag0 - ē = Ag+

H2O + 2 ē = H2 + 2OH-

2. Ag0 - ē = Ag+

Ag+ + ē = Ag0

3. Zn0 - 2 ē = Zn2+

Zn2+ + 2 ē = Zn0

4. Zn0 - 2 ē = Zn2+

Ag+ + ē = Ag0

5. Zn0 - 2 ē = Zn2+

2H2O + O2 + 4 ē = 4OH-

3. Какая частица образуется на аноде при электрохимической коррозии в системе "магний - алюминий" в нейтральной среде?

1. OH2. Al3+ 3. O2 4. H2О 5. Mg2+

16

необходимо указать номер правильного ответа 101

4. Какой из металлов можно получить при электролизе водного раствора его соли?

1. Sn; 2. Ba; 3. Ca; 4. Al; 5. Na 5. При электролизе водного раствора какой соли на инертных электродах выделяются водород и кислород?

1. KCl; 2. KClO4 3. FeCl2 4. FeCl3 5. FeSO4

17

правильные ответы см. стр. 102

5. Порядок выполнения работы Опыт 1. Электролиз водных растворов галогенидов щелочных и щелочно-

земельных металлов По указанию преподавателя заполните электролизер (см. рис.2) одним из растворов: 1. NaI

2. KI

3. NaBr

4. KBr

5. NaCl

6. KCl

7. CaCl2

8. BaCl2

В оба колена электролизера опустите графитовые стержни и после проверки установки преподавателем подключите к полюсам источник тока. В течение 1...2 мин пропускайте электрический ток, затем выключите установку и добавьте в катодное пространство фенолфталеин, а в анодное - крахмал (в случаях 1 и 2) или несколько капель KI и крахмал (в случаях 3...8). Наблюдайте за изменением цвета раствора в прикатодном и прианодном пространстве, за выделением газообразных продуктов. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов (см. табл.3 и 4). Перечислите продукты, образующиеся на электродах и в приэлектродных пространствах. Опыт 2. Электролиз водных растворов хлоридов металлов, имеющих Е0 > -1.6 В

По указанию преподавателя заполните электролизер (см.рис.2) одним из из растворов: 1. CdCl2

2. CuCl2

3. ZnCl2

4. CoCl2

В оба колена опустите графитовые электроды и после проверки установки преподавателем подключите к источнику постоянного тока. Через 2...3 мин наблюдайте выделение металла на катоде.

103

Докажите образование свободного хлора на аноде. Для этого через 4...5 мин пропускания электрического тока в анодное пространство электролизера добавьте по 3-4 капли растворов крахмала и иодида калия. Объясните появление синего окрашивания раствора; составьте уравнение окислительновосстановительной реакции. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Перечислите продукты, образующиеся на электродах. Опыт 3. Электролиз водных растворов сульфатов и нитратов щелочных, ще-

лочно-земельных металлов и магния. По указанию преподавателя заполните электролизер (см. рис.2) одним из растворов: 1. Na2SO4

2. K2SO4

3. MgSO4

4. NaNO3

5. KNO3

6. Ca(NO3)2

Опустите графитовые электроды и после проверки установки преподавателем подключите электроды к полюсам источника тока. В течение 1...2 мин пропустите электрический ток. Отключите электроды от источника тока. Добавьте в катодное пространство 2-3 капли фенолфталеина, а в анодное - 2-3 капли синего лакмуса. Вновь вставьте в прибор графитовые стержни и пропускайте через раствор в течение 5 мин электрический ток. Отметьте и объясните изменения окраски индикаторов в катодном и анодном коленах электролизера. Опыт 4. Электролиз водных растворов сульфатов и нитратов металлов, имею-

щих Е0 > -1.6 В По указанию преподавателя заполните электролизер (см. рис.2) одним из растворов: 1. ZnSO4

2. CdSO4

3.Co(NO3)2

4. Pb(NO3)2

5. CuSO4

104

Опустите в электролизер графитовые электроды и после проверки установки преподавателем подключите электроды к положительному и отрицательному полюсам источника тока. Через 5 мин прекратите электролиз и отметьте, какие вещества выделились на катоде и аноде. Добавьте в анодное пространство 2-3 капли синего лакмуса. Отметьте изменение цвета. Напишите уравнения анодного и катодного процессов. Опыт 5. Электрохимическая коррозия в кислой среде

В стакан объемом 50 мл налейте 20 мл раствора серной кислоты. По указанию преподавателя опустите в раствор: – гранулу цинка или – гранулу алюминия.

Объясните, что происходит на поверхности металла. Составьте уравнение реакции. Опустите в раствор медную пластинку, не касаясь ею поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления. Прикоснитесь медной пластинкой к поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения электродных процессов. Вымойте металлические пластинки, просушите их фильтровальной бумагой и положите на место. Опыт 6. Электрохимическая коррозия в нейтральной среде

В фарфоровую чашечку налейте примерно 15 мл раствора хлорида натрия и добавьте 3 - 4 капли фенолфталеина. По указанию преподавателя возьмите две пластинки: – медную и алюминиевую, или – медную и цинковую, или – свинцовую и алюминиевую, или – свинцовую и цинковую. 105

Опустите их в раствор хлорида натрия, верхние концы плотно соедините. Вместо алюминиевой и цинковой пластин можно взять гранулы этих металлов (в последнем случае обеспечьте хороший контакт гранулы и пластины). Через 1...2 мин наблюдайте изменение цвета раствора вблизи поверхности одного из металлов. Объясните наблюдаемое явление. Составьте уравнения анодного и катодного процессов. Вымойте металлические пластины, просушите фильтровальной бумагой и положите на место. Опыт 7. Коррозия чугуна

В две пробирки с газоотводными трубками, дважды изогнутыми под прямым углом, положите чугунные опилки (рис.3), смочите их раствором хлорида натрия. Добавьте в одну пробирку 2 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другую - 2 - 3 капли фенолфталеина. Пробирки плотно закройте пробками с газоотводными трубками. Второй конец каждой трубки опустите в пробирку с водой. Через некоторое время отметьте изРис.3. Прибор для наблюдения электрохимической коррозии чугуна

менение уровня жидкости в газоотводных трубках, свидетельствующее об изменении объема газа. Обратите внимание на окраску растворов в пробирках.

Объясните наблюдаемые явления, напишите уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6]. Опыт 8. Коррозия железа в контакте с углеродом

U-образную трубку заполните на 1/2 объема раствором хлорида натрия (рис.4). Зачистите наждачной бумагой и промойте водой железный и графитовый стержни. В одно колено трубки поместите железный стержень и добавьте 3 - 4 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другое - графитовый стержень и 3 - 4 капли фенолфталеина. 106

Замкните внешнюю цепь через миллиамперметр и наблюдайте за работой гальванопары. Объясните наблюдаемые явления. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и уравнения электродных процессов. Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6].

Рис.4. Установка для наблюдения контактной коррозии: 1 – коррозионная среда; 2 – железный стержень; 3 – графитовый (медный, свинцовый) стержень; 4 – миллиамперметр Опыт 9. Коррозия железа в контакте с менее активными металлами

В U-образную трубку (см. рис.4) налейте на 1/2 объема раствора серной кислоты. По указанию преподавателя возьмите два стержня: – железный и медный или – железный и свинцовый.

Зачистите стержни наждачной бумагой В одно колено трубки поместите медный (или свинцовый) стержень, в другое добавьте 3…4 капли раствора K3[Fe(CN)6] и поместите железный стержень. Замкните внешнюю цепь через миллиамперметр. Наблюдайте за работой гальванического элемента. Обратите внимание на выделение газа.

107

Объясните наблюдаемые явления. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и уравнения электродных процессов. Напишите уравнения реакции с участием K3[Fe(CN)6]. Опыт 10. Особенности анодного и катодного покрытий

Возьмите пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного железа и нанесите на них гвоздем глубокие царапины. В две пробирки налейте по 1 мл воды и в каждую из них добавьте по три капли разбавленной серной кислоты и раствора K3[Fe(CN)6]. Пластинки опустите в приготовленные растворы. Объясните изменение окраски раствора в каждой из пробирок. Напишите уравнения катодного и анодного процессов при коррозии луженого и оцинкованного железа. При объяснении результатов опыта учтите, что Fe3[Fe(CN)6] имеет синий цвет, а Zn3[Fe(CN)6] - желтый. 6. Cодержание отчета

1. Название работы. 2. Цель работы. 3. По каждому опыту: – его название; – Ваши экспериментальные наблюдения; – для гальванических элементов запишите схему, уравнения электродных

процессов, расчеты концентрации электролита или ЭДС; – при описании опытов по электролизу составьте электрохимическую схе-

му и уравнения электродных процессов; – -для опытов по коррозии металлов - уравнения анодных и катодных про-

цессов. 4.Выводы. . 108

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

Константы диссоциации слабых электролитов при 298К

Формула электролита

Кдис.1

Кдис.2

HF

6.7٠10-4

HClO

1.0٠10-8

HBrO

2.0٠10-9

H2S

1.1٠10-7

1.0٠10-14

H2SO3

1.7٠10-2

1.0٠10-7

HNO2

5.0٠10-4

H3PO4

1.1٠10-2

HCN

4.0٠10-10

H2CO3

4.4٠10-7

CH3COOH

1.8٠10-5

H2O

1.8٠10-16

NH4OH

1.8٠10-5

2.0٠10-7

Кдис.3

3.6٠10-13

5.6٠10-11

109

Приложение 2 Растворимость кислот, оснований и солей в воде

Примечания: Р - соединение растворимо; Н - нерастворимо; Т - труднорастворимо. Прочерк показывает, что соответствующее соединение в водных растворах не существует. .

110

Приложение 3 Стандартные электродные потенциалы E0 некоторых металлов водных растворах при 298K

Электрод

Li+, Li

0 EMe ,B n+ , Me

Электрод

-3,045

Al3+, Аl

Rb+ , Rb

-2,925

K+, K

0 EMe ,B n+ , Me

Электрод

0 EMe ,B n+ , Me

-1,662

Ni2+, Ni

Мn2+, Мn

-1,180

Sn2+, Sn

-0,136

-2,925

Сr2+, Сr

-0,913

Рb2+, Рb

-0,126

Сs+, Сs

-2,923

Zn2+, Zn

-0,763

Fе3+, Fе

-0,036

Rа2+, Rа

-2,916

Сr3+, Сr

-0,740

Н+, Н2

0,000

Ва2+, Ва

-2,906

Fе2+, Fе

-0,440

Вi 3+, Bi

+0,215

Са2+, Са

-2,866

Cd2+, Cd

-0,403

Сu2+, Сu

+0,337

Nа+, Nа

-2,714

In 3+, In

-0,343

Ag+, Аg

+0,799

Mg2+, Mg

-2,363

Т1+, Т1

-0,336

Нg2+, Нg

+0,854

Ве2+, Ве

-1,850

Со2+, Со

-0,277

Аu3+,Аu

+1,498

-0,250

.

111

ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

№ лабораторной работы 1

2

3

4

Тема

№ вопроса

№ правильного ответа

«Химическая

1

3

кинетика и равнове-

2

2

сие»

3

3

4

4

5

2

«Растворы

1

4

электролитов»

2

5

3

3

4

2

5

1

«Окислительно-

1

2

восстановительные

2

4

реакции»

3

3

4

3

5

3

1

3

2

4

3

5

4

1

«Электрохимия»

5

2

112

СОДЕРЖАНИЕ О Б Щ И Е У К А З А Н И Я ......................................................................................... 3 Л и т е р а т у р а ...................................................................................................... 4 Р А Б О Т А 1 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ.................................... 5 1. Цель работы ......................................................................................................... 5 2. Вопросы для подготовки к работе ..................................................................... 5 3. Основные теоретические положения ................................................................ 6 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................. 19 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 21 6. Содержание отчета ............................................................................................ 31 Р А Б О Т А 2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ .......................................................... 32 1. Цель работы ....................................................................................................... 32 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 32 3. Основные теоретические положения .............................................................. 33 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А .................................................................. 46 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 48 6. Содержание отчета ............................................................................................ 56 Р А Б О Т А 3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ................. 57 1. Цель работы ....................................................................................................... 57 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 57 3. Основные теоретические положения .............................................................. 58 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................. 69 5. Порядок выполнения работы ........................................................................... 71 6. Содержание отчета ............................................................................................ 81 Р А Б О Т А 4. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ ............................................................. 82 1. Цель работы ....................................................................................................... 82 2. Вопросы для подготовки к работе ................................................................... 82 3. Основные теоретические положения .............................................................. 83 4. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я К А Р Т А ................................................................ 101 5. Порядок выполнения работы ......................................................................... 103 6. Cодержание отчета .......................................................................................... 108 П Р И Л О Ж Е Н И Я................................................................................................ 109 ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ ................................................................................. 112 113

Редактор Н. Б. Коршикова Сводный темплан 2004 г. ЛР № 020308 от 14.02.97 Санитарно-эпидемиологическое заключение №78.01.07.953.П.005641.11.03 от 21.11.2003г. Подписано в печать 01.07.2005. Формат 60х84 1/16 Б. кн.-журн. П.л. 14,375 Б.л. 7,2 РТП РИО СЗТУ. Тираж 1000. Заказ Северо-Западный государственный заочный технический университет РИО СЗТУ, член Издательско-полиграфической ассоциации вузов России 191186 Санкт-Петербург, ул. Миллионная, д.5

114