Т. С. Химич ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ Часть 2

Т. С. Химич
ПРАКТИКУМ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Часть 2
Омск 2009
Федеральное агентство по образованию
ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная
академия (СибАДИ)»
Т.С.Химич
ПРАКТИКУМ
ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ
Часть 2
Омск
СибАДИ
2009
2
УДК 546
ББК 24.1
Х 76
Рецензенты: канд.техн.наук, доц. Е.Л.Колбина (ОмГТУ);
канд.пед.наук, доц. Е.Ю. Тюменцева (ОГИС)
Работа одобрена редакционно-издательским советом академии в качестве
учебного пособия к выполнению лабораторных работ для студентов механических специальностей заочной формы обучения по дисциплине « Химия».
Химич Т. С.
Х 76. ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ. ЧАСТЬ 2. − Омск: Изд-во СибАДИ, 2009 . − 70 с.
Работа одобрена НМСС 190701 в качестве учебного пособия для выполнения самостоятельной работы студентов заочной формы обучения по дисциплине
«Химия» для студентов специальностей 190701 – Организация перевозок и
управление на транспорте, 190702 – Организация и безопасность движения,
190603 – Сервис транспортных и технологических машин и оборудования,
190601 – Автомобили и автомобильное хозяйство, 190205 – Подъёмнотранспортные, строительные, дорожные машины и оборудование. В нем содержатся объем и виды учебной дисциплины, вопросы для самоконтроля, тесты для
подготовки к экзамену, требования к уровню освоения содержания дисциплины,
методические рекомендации и указания по освоению дисциплины и выполнению контрольных работ, список рекомендуемой литературы. Учебное пособие
окажет практическую помощь в межсессионный период студентам в организации самостоятельной работы по изучению дисциплины «Общая химия».
Табл. 1. Ил.: 2. Библиогр.: 4 назв.
 ГОУ «СибАДИ», 2009
3
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие…………………………………………………………………………..5
Объем дисциплины и виды учебной работы………………………………….........5
Разделы дисциплины и виды занятий……………...………………………………..6
Основные классы неорганических соединений………...……………………….7
Лабораторная работа №1………………………………………………...............13
Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...15
Тест для подготовки к экзамену...........................................................................17
Окислительно-восстановительные реакции……..……………………….........19
Лабораторная работа №2………………..……………………….........................27
Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...29
Тесты для подготовки к экзамену........................................................................30
Электрохимические процессы………………………………………………........34
Лабораторная работа №3…………………………………………................. 39
Вопросы для самоконтроля……………………………………………………..40
Тесты для подготовки к экзамену........................................................................41
Электролиз………………………………………………………………..................46
Лабораторная работа №4………………………………………………….……..51
Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...53
Тесты для подготовки к экзамену........................................................................54
Коррозия и защита металлов………………………………………………..........59
Лабораторная работа №5………………………………………….......................61
Вопросы для самоконтроля……………………………………………….……..63
Тесты для подготовки к экзамену........................................................................64
Приложение………………………………………………………………………….69
Библиографический список…………………………………………………………69
4
ПРЕДИСЛОВИЕ
Данное учебное пособие представляет собой обучающий комплекс по химии для студентов-заочников ускоренной и полной форм
обучения механических специальностей. Для студентов представлены
данные о полном объеме работы по общей химии и содержании отдельных разделов.
Далее предлагается теоретический материал, необходимый для
выполнения лабораторных работ с указанием времени на самостоятельную работу для его изучения. Рекомендации к выполнению лабораторного практикума содержат описание опытов и основные указания для их выполнения.
Для проверки степени усвоения теории разработаны вопросы
для самопроверки и тесты, которые помогут в подготовке к экзаменам
по важнейшим для механиков темам.
ОБЪЕМ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ УЧЕБНОЙ РАБОТЫ
Всего
часов
70
Вид учебной работы
Общая трудоемкость дисциплины
Аудиторные занятия
Лекции
Практические занятия (ПЗ)
Семинары (С)
Лабораторные работы (ЛР)
Иные виды аудиторных занятий (указать)
Самостоятельная работа (СР)
Изучение литературы теоретич. курса
Курсовой проект
Расчетно-графические (контрольные) работы
Реферат
Иные виды самостоятельной работы
(указать)
Вид итогового контроля (зачет, экзамен)
5
З/П
Семестр
2
З/С
Всего
Сечасов
местр
70
1
18
2
16
1
10
8
2
2
8
8
1
1
-
-
-
-
52
18
-
2
2
-
54
18
-
1
1
-
34
2
36
1
-
-
-
-
-
-
-
-
Экзамен
Экзамен
РАЗДЕЛЫ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ ЗАНЯТИЙ
Разделы и темы
дисциплины
Трудоемкость, ч.
Лекции
ПЗ
ЛР
СР
З/П З/С З/П З/С З/П З/С З/П З/С
1,2 семестры
Раздел 1. Химические системы
Тема 1.1. Растворы. Дисперсные системы
1
1
1
1
10
12
Тема 1.2. Электрохимические системы
8
6
6
6
16
16
Тема 1.3. Катализаторы и каталитические
2
2
системы
Тема 1.4. Полимеры и олигомеры
4
4
Раздел 2. Химическая термодинамика и кинетика
Тема 2.1. Энергетика химических про0,5 0,5
4
4
цессов
Тема 2.2. Химическое и фазовое равнове0,25 0,25 2
2
сие
Тема 2.3. Скорость реакции и методы её
0,25 0,25 4
4
регулирования
Раздел 3. Реакционная способность веществ
Тема 3.1. Химия и периодическая сис2
2
тема элементов
Тема 3.2. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства ве1
1
4
4
ществ
Тема 3.3. Химическая связь, комплемен2
2
тарность
Раздел 4. Химическая идентификация
Тема 4.1. Понятие о качественном и ко1
1
личественном анализе
Тема
4.2.
Химический,
физикохимический и физический анализ. Ана1
1
литический сигнал
Итого 10
8
8
8
52 54
6
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
(Время на самостоятельную работу – 4 часа)
Классификация веществ облегчает их изучение, а знание особенностей
классов позволит охарактеризовать свойства отдельных их представителей.
Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества
состоят из атомов только одного вида и подразделяются на металлы
и неметаллы. Металлы на внешнем энергетическом уровне имеют
малое число электронов (от одного до трех), для них характерна металлическая связь, в периодической таблице они расположены в первой-третьей группах (главная подгруппа) и в побочных подгруппах
(так называемые переходные металлы). Исключениями из этого правила являются бор (В) – он находится в третьей группе, но проявляет
неметаллические свойства; свинец (Pb), олово (Sn) и висмут (Bi), расположенные в четвертой (Pb, Sn) и пятой (Bi) группах, но проявляющие металлические свойства. Соответственно неметаллы имеют на
внешнем энергетическом уровне четыре и более электронов и способны образовывать ковалентные связи. В периодической таблице
неметаллы занимают от четвертой до восьмой группы (главная подгруппа). Элементы, находящиеся на границе между металлами и неметаллами, способны образовывать соединения с амфотерными, то
есть двойственными, свойствами.
Сложные вещества состоят из двух и более видов различных атомов и делятся на оксиды, кислоты, основания и соли.
Оксиды – это бинарные (то есть состоящие из атомов двух видов) соединения элемента с кислородом, в которых степень окисления кислорода равна двум.
По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие
и несолеобразующие. Несолеобразующие оксиды не могут вступать в
реакции кислотно-основного взаимодействия, не могут, как это следует
из их названия, образовывать соли, а вступают только в реакции окисления-восстановления. Это такие оксиды, как СО, NO и некоторые другие.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды образованы типичными металлами, степень
окисления металла в таких оксидах обычно равна +1 или +2, таким
оксидам соответствуют основания. Примером основных оксидов служат Na2O, MgO, FeO, Ag2O, NiO и другие. Кислотные оксиды образованы, во-первых, типичными неметаллами (СО2, SiO2, SO3, Cl2O7 и
7
другие) и, во-вторых, переходными металлами в высокой степени
окисления (+5, +6, +7). Примером таких оксидов являются Mn2O7,
CrO3, V2O5 и другие. Этим оксидам соответствуют кислоты. Оксиды,
занимающие промежуточное положение между основными и кислотными, способные реагировать как с кислотами, так и со щелочами,
называют амфотерными. Элементы, образующие амфотерные оксиды,
как правило, проявляют степень окисления +3 и +4 (это оксиды Al2O3,
Fe2O3, SnO2, PbO2,Cr2O3, MnO2). Кроме того, к амфотерным оксидам
относятся оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO, в которых элементы имеют
степень окисления +2. Всем этим оксидам соответствуют амфотерные
гидроксиды, которые в зависимости от условий могут проявлять как
кислотные, так и основные свойства.
Оксиды получают:
1) при окислении простых веществ:
2Mg + O2 → 2MgO;
S + O2 → SO2;
C + O2 → CO2→ (применяют как компонент очистителя тормозов);
2) при окислении сложных веществ:
4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2;
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O;
3) при разложении сложных веществ:
H2SO3 ↔ H2O + SO2;
CaCO3 → CaO + CO2;
Cu(OH)2 → CuO + H2O.
Основные оксиды взаимодействуют с водой только в том случае,
если при этом получается растворимое основание (щелочь). Это оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:
K2O + H2O → 2KOH→ (применяют как компонент
очистителя дисков, как электролит в щелочных аккумуляторах).
BaO + H2O → Ba(OH)2.
Если основному оксиду соответствует нерастворимое основание,
такой оксид в воде не растворяется и с ней не взаимодействует. Все
основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей:
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O;
FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
Основные оксиды реагируют также с кислотными оксидами:
K2O + CO2 → K2CO3;
CaO + N2O5 → Ca(NO3)2.
8
Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислоты:
SO2 + H2O ↔ H2SO3;
CrO3 + H2O → H2CrO4.
Только один из кислотных оксидов – оксид кремния SiO2 – не
реагирует с водой, так как соответствующая ему кремниевая кислота
не растворима в воде. Кислотные оксиды ещё называют ангидридами.
Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием солей:
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O;
P2O5 + 6KOH → 2K3PO4 + 3H2O.
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей:
SiO2 + Na2O → Na2SiO3;
V2O5 + CaO → Ca(VO3)2.
Амфотерные оксиды с водой не реагируют, но реагируют с кислотами подобно основным оксидам:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O.
С основаниями амфотерные оксиды реагируют подобно кислотным, то есть входят в состав кислотного остатка:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (при сплавлении);
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (в растворе щелочи).
Гидроксиды – это сложные соединения, состоящие из оксида и
воды. Гидроксиды обычно рассматривают как продукты взаимодействия оксидов с водой независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только
косвенным путем. Оксиды металлов, взаимодействуя с водой, дают
основные гидроксиды или основания. Оксиды неметаллов, соединяясь
с водой, образуют кислотные гидроксиды или кислоты.
Гидроксиды металлов, которые могут проявлять как основные,
так и кислотные свойства, называются амфотерными гидроксидами.
Основания – это сложные соединения, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп. Например, Ni(OH)2,
Cu(OH)2, Mg(OH)2, AgOH и другие.
Растворимые в воде основания называют щелочами: NaOH, KOH,
Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Основания получают при взаимодействии:
1) щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2;
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2;
2) при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:
9
K2O + H2O → 2KOH;
BaO + H2O → Ba(OH)2;
3) нерастворимые основания получают при реакции солей со щелочами:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4;
FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами и солями:
Ca(OH)2 + SO3 → CaSO4↓ + H2O;
Fe(OH)2 + H2CO3 → FeCO3↓ + 2H2O;
2KOH + CuCl2 → Cu(OH)2↓ + 2KCl.
Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами,
так и со щелочами, но в воде не растворяются:
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O;
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] (в растворе);
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (при сплавлении).
Кислоты – это сложные соединения, состоящие из одного или
нескольких атомов водорода, способных замещаться металлом, и
аниона кислотного остатка.
Все кислоты подразделяются:
1) по содержанию кислорода – на кислородсодержащие (H2SO4,
HNO3, H3PO4) и бескислородные (HCl, H2S, HCN);
2) по числу атомов водорода – на одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные
(H2CO3, H2SO4, H2S) и трехосновные (многоосновные) (H3PO4, H3AsO4);
3) по степени диссоциации – на сильные электролиты (HCl, H2SO4,
HNO3, HI, HBr) и слабые электролиты (H2CO3, H2S и др.);
4) по окислительной способности – на кислоты-сильные окислители
(HNO3, H2SO4, H2CrO4, HMnO4) и кислоты средней силы.
В таблице приводятся названия и формулы важнейших кислот и
соответствующих солей.
Названия и формулы важнейших кислот и солей
Формула
кислоты
1
HCl
HI
HBr
HF
HNO3
Название
кислоты
2
Соляная
Йодоводородная
Бромоводородная
Плавиковая
Азотная
Название соли
3
Хлориды
Иодиды
Бромиды
Фториды
Нитраты
10
Соответствующий
оксид
4
------------N2 O5
1
H2SO4
H2SO3
H2 S
H2CO3
H2SiO3
HNO2
H3PO4
H3PO3
H2CrO4
H2Cr2O7
HMnO4
HClO4
2
Серная
Сернистая
Сероводородная
Угольная
Кремниевая
Азотистая
Фосфорная
Фосфористая
Хромовая
Двухромовая
Марганцовая
Хлорная
3
Сульфаты
Сульфиты
Сульфиды
Карбонаты
Силикаты
Нитриты
Фосфаты
Фосфиты
Хроматы
Бихроматы
Перманганаты
Перхлораты
4
SO3
SO2
---CO2
SiO2
N2 O3
P2O5
P2O3
CrO3
CrO3
Mn2O7
Cl2O7
Кислоты в лаборатории можно получить:
1) при растворении кислотных оксидов в воде:
N2O5 + H2O → 2HNO3;
CrO3 + H2O → H2CrO4;
2) при взаимодействии солей с сильными кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓ + 2NaCl;
Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2↓ + 2HNO3.
Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑;
Cu + 4HNO3(концентр.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4↓ + 2H2O;
2HBr + MgO → MgBr2 + H2O;
6HI + Al2O3 → 2AlBr3 + 3H2O;
H2SO4 + Zn(OH)2 → ZnSO4 + 2H2O;
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3.
Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода, при
этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами (в
электрохимическом ряду напряжения стоят после водорода) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), но при этом
выделяется не водород, а вода и оксид, например, SO2 или NO2.
Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.
Все соли делятся на:
11
средние – NaCl, K2CO3, KMnO4, Ca3(PO4)2 и др.;
кислые – NaHCO3, KH2PO4;
основные – CuOHCl, Fe(OH)2NO3.
Средней солью называется продукт полного замещения ионов
водорода в молекуле кислоты атомами металла.
Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в
химических обменных реакциях. В кислых солях произошло неполное замещение атомов водорода атомами металла.
Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксогрупп оснований многовалентных металлов кислотными остатками.
Основные соли всегда содержат гидроксогруппу.
Средние соли получают взаимодействием:
1) кислоты и основания:
NaOH + HCl → NaCl + H2O;
2) кислоты и основного оксида:
H2SO4 + CaO → CaSO4↓ + H2O;
3) кислотного оксида и основания:
SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O;
4) кислотного и основного оксидов:
MgO + CO2 → MgCO3;
5) металла с кислотой:
Fe + 6HNO3(концентр.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O;
6) двух солей:
AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3;
7) соли и кислоты:
Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓;
8) соли и щелочи:
CuSO4 + 2CsOH → Cu(OH)2↓ + Cs2SO4.
Кислые соли получают:
1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O;
2) при взаимодействии средних солей с кислотами:
СaCO3 + H2CO3 → Ca(HCO3)2;
3) при гидролизе солей, образованных слабой кислотой:
Na2S + H2O → NaHS + NaOH.
Основные соли получают:
1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:
Cu(OH)2 + HCl → CuOHCl + H2O;
12
2) при взаимодействии средних солей со щелочами:
СuCl2 + KOH → CuOHCl + KCl;
3) при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:
AlCl3 +H2O → AlOHCl2 + HCl.
Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими
солями, с водой (реакция гидролиза):
2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HNO3;
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl;
Na2S + NiCl2 → NiS↓ + 2NaCl.
В любом случае реакция ионного обмена идет до конца только
тогда, когда образуется малорастворимое, газообразное или слабо
диссоциирующее соединение.
Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет более отрицательный электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
Для солей также характерны реакции разложения:
BaCO3 → BaO + CO2↑;
2KClO3 → 2KCl + 3O2↑.
Лабораторная работа №1
ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА
ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ
Опыт 1. Получение щелочей.
1.1. Взаимодействие металла с водой.
В кристаллизатор или фарфоровую чашечку налейте дистиллированной воды (примерно 1/2 сосуда). Получите у преподавателя кусочек металлического натрия, предварительно подсушенного фильтровальной бумагой. Бросьте кусочек натрия в кристаллизатор с водой.
По окончании реакции добавьте несколько капель фенолфталеина.
Отметьте наблюдаемые явления, составьте уравнение реакции. Назовите полученное соединение, запишите его структурную формулу.
1.2. Взаимодействие оксида металла с водой.
В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и поместите в нее комочек CaO, тщательно перемешайте, добавьте 1 – 2 капли
фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение, дайте его структурную формулу.
13
Опыт 2. Получение нерастворимых оснований путем реакции
обмена соли со щелочью.
В пробирку налейте небольшое количество (1/4 пробирки) раствора
соли FeCl3 или CuSO4 и прибавьте такое же количество раствора NaOH,
напишите уравнение реакции, отметьте цвет и структуру выпавшего осадка, назовите полученное основание, запишите его структурную формулу.
Опыт 3. Получение и свойства амфотерных гидроксидов.
В пробирку налейте небольшое количество (1/4 пробирки) раствора соли Cr(NO3)3 или Zn(NO3)2. Прибавьте небольшое количество
раствора NaOH, запишите уравнение реакции, отметьте цвет и структуру осадка. Разделите полученный осадок пополам в две пробирки, к
одной части прибавьте раствор кислоты (например, HCl), к другой –
избыток щелочи (NaOH). Наблюдайте растворение осадков. Сделайте
вывод относительно свойств Cr(OH)3. Запишите уравнение реакций.
Опыт 4. Получение и свойства кислот.
4.1. Взаимодействие кислотного оксида с водой.
В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и
пропустите из аппарата Киппа углекислый газ. Испытайте лакмусовой бумажкой реакцию среды. Сделайте вывод относительно полученного соединения, запишите уравнение реакции. Дайте структурную формулу, укажите ступенчатую диссоциацию кислоты.
4.2. Реакция обмена между солью и кислотой.
В пробирку налейте концентрированный раствор Na2SiO3 (1/4
пробирки), осторожно небольшими порциями прибавляйте разбавленный раствор HCl до образования студня кремниевой кислоты. Запишите уравнение реакции, структурную формулу полученной кислоты и уравнения ступенчатой диссоциации кислоты.
Опыт 5. Некоторые способы получения средних солей.
5. 1. Взаимодействие основания и кислоты.
К раствору Ba(OH)2 прибавьте разбавленной H2SO4. Напишите
уравнение реакции. Отметьте цвет осадка, назовите полученную соль.
5.2. Взаимодействие металла с кислотой.
В пробирку с разбавленной HCl бросьте 1 – 2 кусочка цинка. Наблюдайте выделение пузырьков газа. Запишите уравнение реакции.
Назовите полученную соль.
14
5. 3. Взаимодействие основания и кислотного оксида.
Налейте в пробирку раствор Ba(OH)2 и пропустите из аппарата
Киппа углекислый газ. Наблюдайте образование нерастворимой средней соли. Запишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученную соль.
5.4. Взаимодействие основания и соли (реакция обмена).
Налейте в пробирку раствор Ba(OH)2 и добавьте раствор K2CrO4. Запишите уравнение реакции. Отметьте цвет осадка и назовите полученную соль.
5.5. Взаимодействие двух солей (реакция обмена).
Налейте в пробирку раствор Pb(NO3)2 и прибавьте раствор KJ. Запишите уравнение реакции. Отметьте цвет осадка и назовите полученную соль.
5.6. Взаимодействие металла и соли (реакция замещения).
В пробирку с раствором CuSO4 бросьте 2 – 3 кусочка цинка. Прокипятите. Наблюдайте обесцвечивание раствора. Запишите уравнение
реакции. Назовите получившуюся соль.
Опыт 6. Получение кислых и основных солей.
6.1. Получение кислой соли путем взаимодействия основания с избытком кислоты.
Налейте в пробирку раствор Ca(OH)2 (1/3 пробирки) и пропустите
СО2 из аппарата Киппа. Сначала образуется нерастворимая соль, которая при дальнейшем пропускании СО2 переходит в растворимую
соль. Запишите уравнение реакций:
а) образования средней соли CaCO3;
б) взаимодействия средней соли с СО2 и водой с образованием
кислой соли Ca(HCO3)2. Назовите полученные соли.
6.2. Получение основной соли путем взаимодействия нормальной соли
с небольшим количеством щелочи.
К раствору хлорида кобальта (II) прибавьте немного раствора
NaOH. Образуется осадок основной соли. Запишите уравнение реакции. Отметьте цвет осадка, назовите получившуюся соль.
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется оксидом?
2. Классификация оксидов. Примеры.
3. Составьте формулы высших оксидов следующих элементов:
а) К, Ва, Аs, W, Сl; б) Zn, Mg, Al, N, Mn.
15
4. Запишите уравнения реакций всех возможных способов получения
кислотных оксидов.
5. Опишите общие химические свойства и способы получения следующих оксидов: СаО, Р2О5, Na2O, В2О3.
6. С какими из перечисленных веществ будет реагировать ВаО? Запишите уравнение реакций: Mg(OH)2, N2O5, Н2SO3, СО2, К2О.
7. Уравнениями химических реакций опишите свойства амфотерных
оксидов: Cr2O3, BeO.
8. Среди перечисленных ниже оксидов отметьте основные. Ответ подтвердите уравнениями химических реакций: N2O5, Li2O, As2O5, CaO.
9. Какие из перечисленных ниже оксидов будут взаимодействовать с
оксидами металлов? Запишите уравнение реакций: SO3, SrO, ZnO.
10. Какие из перечисленных ниже оксидов будут взаимодействовать с
Р2О5? Запишите уравнения реакций: СО, Al2O3, As2O5, CaO.
11. Запишите уравнения реакций получения растворимых и нерастворимых гидроксидов.
12. Уравнениями химических реакций покажите свойства гидроксида кальция.
13. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в реакцию КОН: MgO, Mn2O7, Al2O3, N2O3?
14. Назвите следующие гидроксиды: LiOH, Fe(OH)3, NH4OH, Pb(OH)4,
Sn(OH)2.
15. Напишите химические формулы: гидроксида висмута (III), гидроксида бария, гидроксида лития.
16. Запишите уравнения реакций взаимодействия амфотерных гидроксидов Pb(OH)2 и Cr(OH)3 со щелочью и кислотой.
17. Что называется кислотой?
18. Запишите уравнения реакций получения кислородных и бескислородных кислот.
19. Важнейшие кислоты и названия их солей.
20. Напишите уравнения реакций получения угольной кислоты.
21. Как определяется основность кислот? Примеры.
22. Напишите ступенчатую диссоциацию следующих кислот: кремниевой, хромовой, мышьяковой.
23. С какими из перечисленных ниже веществ вступает в реакцию
серная кислота? Назовите образующиеся соединения: Al, CuO, N2O3,
Cr(OH)3, Ba(NO3)2.
24. Распределите по классам соединений CaSO4, H2S, MgO, CaCl2,
Na2HPO4, H2CO3, Pb(OH)2, Pb(OH)4, N2O5, KHCO3, (MgOH)2CO3 и назовите их в соответствии с номенклатурой.
16
25. Напишите реакции разложения: Pb(OH)2→…; Pb(OH)4→…; Al2(CO3)3→….
26. Напишите формулы соединений:
а) фосфорная кислота, азотная кислота;
б) гидроксид бария, гидроксид хрома(3);
в) оксид хлора(I), оксид хлора(III), оксид хлора(VII), гидрокарбоната калия.
27. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: MgCO3→ MgO→ Mg(NO3)2→
Mg(OH)2→MgO.
Тест для подготовки к экзамену
1. Какие из приведенных ниже реакций невозможны?
1) HC1 + Cu → ; 2) SO2+K2O → ; 3) Na2O + Са(ОН)2 →.
2. С какими веществами не взаимодействует Cs2O?
1) Н2 О;
2) NaOH;
3) НCl.
3. Какие из приведённых реакций возможны?
1) Сu + HCI;
2) СО2 + Са(ОН)2;
3) Al + NaOH.
4. Оксиды – это соединения, состоящие из
1) металла и кислотного остатка;
2) металла и кислорода;
3) металла и водорода.
5. Какой металл будет взаимодействовать как с раствором H2SO4(разб),
так и с раствором NaOH(разб)?
l) Zn;
2) Сu;
3) К.
6. К какому классу неорганических соединении относится Ca(HSO4)2?
1) соли;
2) основания;
3) кислоты.
7. Оксиды бывают
1) ионные; 2) аморфные;
3)основные.
8. Кислоты – это соединения, состоящие из
1) металла и кислорода;
2) водорода и кислотного остатка;
3) металла и кислотного остатка.
9. К каким солям относится (CaOH)2SO4?
17
1) кислым;
2) средним;
3) основным.
10. Кислотные оксиды взаимодействуют
1) с кислотами; 2) с солями; 3) c основными оксидами.
11. Соли – это соединения, состоящие из
1) металла и гидроксогруппы;
2) металла и кислорода;
3) металла и кислотного остатка.
12. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?
1) Al;
2) Ni;
3) Na.
13. С какими веществами не взаимодействует СаСl2?
1) с основаниями;
2) с основными оксидами;
3) с кислотами.
14. Амфотерный оксид – это
1) CaO;
2) Cr2O3;
3) CO2.
15. Основной оксид – это
1) N2O5;
2) As2O5;
3) CaO.
16. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в реакцию КОН?
1) MgO;
2) Mn2O7;
3)N2O3.
17. Какие из приведенных ниже реакций возможны?
1) HC1 + Cu → ; 2) SO2+K2O → ; 3) Na2O + Са(ОН)2 →.
18. Н2SO4 относится к
1) оксидам;
2) кислотам;
3) солям.
19. К какому классу неорганических соединений относится ZnOHCl?
1) соли;
2) основания;
3) кислоты.
20. С какими веществами не взаимодействует MgO?
1) Н2 О;
2) NaOH;
3) НCl.
21. К какому типу соли относится NaHCO3?
18
1) кислые;
2) средние;
3) основные.
22. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?
1) Zn;
2) K;
3) Co.
23. При взаимодействии Na с водой получается
1) соль;
2) кислота;
3) щелочь.
24. По числу атомов водорода соляная кислота относится к
1) одноосновной; 2) двухосновной; 3) трехосновной.
25. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием
1) кислот;
2) основных оксидов;
3) солей.
Ответы на тест:
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
1,3
2
2,3
2
1
1
3
2
3
3
3
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
1
1,2
2
3
2,3
2
2
1
1,2
1
1
23
24
25
3
1
3
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
(Время на самостоятельную работу – 4 часа)
Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.
Степень окисления – это кажущийся заряд атома, который возникает при приеме и отдаче электронов.
Если элементы отдают электроны, то они приобретают положительный заряд, если принимают – то отрицательный.
Например: +11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 => в сумме 11 электронов. Для завершения внешнего энергетического уровня атому натрия энергети19
чески более выгодно отдать один электрон и превратиться в положительно заряженный ион Na+, чем принимать семь электронов.
Степень окисления простых веществ всегда равна нулю.
Например: Na0, O20, P0, Al0 и т.д.
В соединениях некоторые элементы всегда проявляют постоянную степень окисления. Например: Na+, Mg2+, Ca2+, Zn2+, H+ (исключение Na+H–). Атом кислорода O в соединениях всегда имеет степень
окисления минус два, кроме Н2+О2- (степень окисления кислорода минус один), F2–O+2 (степень окисления кислорода плюс два). Металлы в
соединениях всегда имеют положительную степень окисления.
Большинство элементов имеют переменную степень окисления.
Например, азот в соединениях может проявлять степени окисления от
минус трех до плюс пяти (N+, N+2, N+3, N+4, N+5, N-3). Марганец в соединениях может проявлять степени окисления от плюс двух до плюс
семи (Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+5, Mn+6, Mn+7).
При определении степени окисления элементов в соединениях
пользуются следующими правилами:
1. Практически все неорганические соединения начинаются с
элементов с положительной степенью окисления и заканчиваются
элементом с отрицательной степенью окисления.
2. В нейтральной молекуле алгебраическая сумма степеней окисления атомов равна нулю.
Например:
K2+SO4–2
Н+NO3-2
+1+х +(-2·3) = 0;
(+1·2)+х +(-2·4) = 0;
х = +5.
+2+х-8 = 0;
х = +6.
3. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, в которой он находится. Например, хром (Cr) находится в шестой группе, следовательно, высшая степень окисления хрома в соединениях равна + 6.
Исключением является медь, она находится в первой группе, но
имеет высшую степень окисления плюс два. Золото также находится
в первой группе, но высшая степень окисления его равна плюс три.
4. Низшая степень окисления равна максимальному числу электронов, которые могут быть приняты данным элементом (она вычисляется по формуле «номер группы – 8»). Это правило соблюдается
только для неметалов. Для металлов низшая степень окисления равна
нулю, так как атомам металлов энергетически выгодно отдавать электроны, а не принимать их.
20
Например: азот N находится в 5 группе, следовательно, 5 – 8 = -3,
низшая степень окисления равна -3 (N–3H3+).
Окисление – процесс отдачи электронов полностью или частично.
Н20 - 2e- → 2H+ – окисление молекулы;
Mg0 - 2e- → Mg+2 – окисление атома;
S–2 - 2e- → S0 – окисление иона.
Восстановление – процесс принятия электронов полностью или частично.
Cl20 + 2e- → 2Cl– – восстановление молекулы;
S0 + 2e- → S–2 – восстановление атома;
Mg2+ + 2e- → Mg0 – восстановление иона.
Разберем реакцию.
2Zn + O2 → 2ZnO
Zn0 - 2e- → Zn+2
2 окисление.
0
–2
1 восстановление.
О2 + 4e → 2O
Цинк окисляется, но является восстановителем (т.к. отдает электроны).
Кислород восстанавливается, но является окислителем (т.к. принимает электроны).
К типичным окислителям относятся:
1. Элементы с большим значением электроотрицатальности, такие как F2,
Cl2, I2, Br2, O2 (у галогенов окислительная способность растет от йода ко фтору).
2. Если элемент с переменной степенью окисления проявляет в
соединении высшую степень окисления, то, следовательно, это соединение относится к окислителям.
Например: HN+5O3, H2S+6O4, K2Cr+62O7 и т.д.
К типичным восстановителям относятся:
1. Атомы металлов (I и II группы, Pb, Sn, все d и f -элементы).
2. Атом водорода практически всегда восстановитель.
3. Соединения, в которых элементы с переменной степенью окисления проявляют низшую степень окисления (KI–, H2S–2 и т.д.).
Окислительно-восстановительная двойственность
Если элемент проявляет промежуточную степень окисления, то в
зависимости от свойств элемента-партнера он или его соединение
может быть и окислителем, и восстановителем.
Например:
S0 + Zn0 → Zn+2S–2
S0 + 2 e → S–2 окислитель.
S0 + O20 → S+4O2–2
S0 - 4 e → S+4 восстановитель.
21
Н2О2 – перекись водорода.
I2 + 5H2O2 → 2HIO3 + 4H2O.
I20 - 10e- → 2I+5
1 восстановитель.
2–
2О + 2e → 2О
5 окислитель.
HClO3 + 3H2O2 → HCl + 3O2 + 3H2O.
Cl+5 + 6 e- → Cl–
окислитель.
0
2О - 2 e → O2
восстановитель.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Все окислительно-восстановительные реакции делятся на 3 группы.
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Это
реакции, в которых окислитель и восстановитель представляют
собой различные вещества. Они составляют наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций.
3Н2S–2 + K2Cr+62O7 + 4H2SO4 → 3S0 + Cr+32(SO4)3 + K2SО4 + 7H2O.
B
O
S-2 - 2e- → S0
3 восстановитель (В).
+6
+3
Cr + 3e → Cr
2 окислитель (О).
2Al0 + 3S0 → Al+32S–23.
B
O
0
Al - 3e → Al+3 2 восстановитель.
3 окислитель.
S0 + 2e- → S-2
2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Это реакции, в которых окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента.
4KCl+5O3 → KCl– + 3KCl+7O4.
BиО
+5
Cl - 2e- → Cl+7 3 восстановитель.
Cl+5 + 6e- → Cl- 1 окислитель.
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Это
реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества.
22
(N-3H4)2Cr+62O7 → Cr+32O3 + N02 + 4H2O.
2N-3 - 6e- → N20 восстановитель.
2Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 окислитель.
Окислительно-восстановительный процесс зависит от:
1) активности окислителя и восстановителя;
2) температуры;
3) концентрации;
4) среды раствора.
Схемы перехода электронов
в окислительно-восстановительных реакциях
Большое влияние на направление окислительно-восстановительных реакций оказывает среда раствора (рН). В зависимости от среды
раствора (кислая, щелочная, нейтральная) степень окисления элементов изменяется по-разному. Ниже приводятся некоторые схемы перехода электронов и изменения степени окисления элементов при окислительно-восстановительных реакциях.
1. Элементы с высшей положительной степенью окисления в кислой среде восстанавливаются до элементов с низшей положительной степенью окисления, а в щелочной среде, наоборот, из
минимальной положительной окисляются до максимальной положительной, например:
в кислоте
+max
Э
Э + min .
в щелочи
Cr6+
Н+
Cr 3+ .
ОНMn7+
Н+
Mn 2+ .
ОН2. В кислой среде отрицательно заряженные ионы в большинстве случаев окисляются до нейтральных атомов, а в щелочной нейтральные
атомы восстанавливаются до отрицательно заряженных ионов:
23
Э-
Н+
Э0.
ОНS–2 - 2e- → S0
2Cl– - 2e- → Cl20.
3. В присутствии сильных окислителей (НNO3) отрицательно заряженные ионы и нейтральные атомы могут окисляться до положительно заряженных ионов с максимальной степенью окисления по схемам:
ЭЭ + max S2- - 8e- → S6+.
HNO3
0
Э
Э + max S0 - 6e- → S6+.
4. Окислительно-восстановительные переходы для соединений
марганца характеризуются тем, что в кислой среде наиболее устойчив ион Mn2+ , в нейтральной – соединение Mn4+ (MnO2),
щелочной – Mn6+. Например:
в кислотах
Mn2+ (MnSO4).
в воде
Mn4+ (MnO2).
Mn7+
в щелочах
Mn6+ (KMnO4).
5. Если элемент проявляет две характерные для него степени
окисления, то независимо от среды раствора соединения с низшей степенью окисления элемента под действием окислителя
переходят в соединения с высшей степенью окисления элемента
по следующей схеме:
HNO2 → HNO3.
H3PO3 → H3PO4.
Na3PO3 → Na3PO4.
NaNO2 → NaNO3.
H2SO3 → H2SO4 .
FeSO4 → Fe2(SO4)3.
Na2SO3 → Na2SO4.
FeCl2 → FeCl3.
H3AsO3 → H3AsO4.
SnCl2 → SnCl4.
Na3AsO3 → Na3AsO4.
Следует отметить, что далеко не все окислительно-восстановительные реакции протекают по рассмотренным схемам.
Частный случай для азотной кислоты:
N+5 → N+2
(NO)
HNO3p + Me.
+5
+3
N →N
(N2O3)
HNO3p + Ag.
+5
+4
N →N
(NO2)
HNO3k + Me.
+5
–3
N →N
(NH3)
HNO3оч.р + Zn.
24
В зависимости от условий протекания реакции возможны отклонения от приведенных схем.
Составление уравнений реакций окисления-восстановления
Установить состав продуктов реакции можно, используя правила стяжения:
1. В кислой и нейтральной среде ионы металлов с зарядами +1,
+2, +3, (+4) с кислотными остатками образуют соли.
+1
2-
+1
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.
2. Образующиеся в реакциях окисления-восстановления атомы с
положительными степенями окисления +4,+5,+6,+7 стягиваются с кислородом и образуют отрицательные ионы кислотных остатков. Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды (PbO2, CO2 и др.).
3. Избыточный кислород в кислой среде образует с ионами водорода воду:
О2– + 2Н+ → H2O.
4. Избыточный кислород в нейтральной среде стягивается с молекулами воды с образованием гидроксидионов:
О2– + Н2О → 2OH– .
5. Ионы водорода в щелочной среде стягиваются с гидроксидионами с образованием молекул воды:
H+ + OH– → H2O.
Применяют два метода составления уравнений для реакций окислениявосстановления: метод электронного баланса и ионно-элек-тронный метод.
По существу, оба они базируются на одних и тех же предпосылках законов сохранения массы и энергии:
1. Количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции.
2. Количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.
Метод электронного баланса
Пример 1.
H2S–2 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 → S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
B
O
1. Определяем степени окисления всех элементов.
2. Определяем элементы, изменяющие степень окисления.
25
3. Составляем электронные полуреакции. Термином «полуреакция»
обозначают отдельное уравнение (электронное или электронно-ионное),
характеризующее процесс «восстановления» или процесс «окисления», т.е.
лишь одну стадию единого окислительно-восстановительного процесса.
3 S–2 - 2e- → S0 – окисление; восстановитель.
1 2Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 – восстановление; окислитель.
4. Находим наименьшее общее кратное для числа переданных электронов – 6. Расставляем эти коэффициенты.
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.
Подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в
окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой
части уравнения находим коэффициент для кислоты – 4.
По числу Н+ в левой части находим коэффициент для Н2О – 7.
5. Уравниваем металлы.
6. Уравниваем кислотные остатки.
7. Уравниваем водород.
8. Правильность уравнивания определяем по кислороду.
Пример 2.
Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстановительной реакции, следует:
1. Написать продукты реакции, руководствуясь схемами перехода,
и установить элементы, изменяющие степень окисления в зависимости от среды раствора, например: KMnO4 + Н2S + H2SO4 , учитывая,
что в данной реакции кислая среда Mn7+ изменит степень окисления
до Mn2+, а сера S2- – до S0.
Mn7+ → Mn2+.
S2- → S0.
Следовательно, продуктами реакции будут являться сульфат марганца, сульфат калия, свободная сера и вода:
KMnO4 + Н2S + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + S0 + H2O.
2. Составить электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель.
Mn7+ + 5e- → Mn2+
2 окислитель.
20
S - 2e → S
5 восстановитель.
3. В правую и левую части уравнения поставить коэффициенты:
2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O.
Порядок расстановки коэффициентов:
26
1. Сначала ставят найденные коэффициенты в правую и левую
части уравнения перед формулами веществ, в которых элементы изменили степень окисления:
2KMnO4 + 5Н2S + H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + H2O.
2. Затем уравнивают металлы и кислотные остатки, если они сохраняются:
2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O.
3.Уравнивают водород и кислород:
2KMnO4 + 5Н2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S0 + 8H2O.
Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым
в схеме электронного баланса находят наименьшее общее кратное и
коэффициенты перед окислителем и восстановителем например:
Mn7+ + 5e → Mn2+ 10 2
S2- − 2e- → S0
10 5
В данном примере для окислителя коэффициент равен 2, а для
восстановителя – 5.
Лабораторная работа № 2
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.
В три пробирки налейте по 1 – 2 мл раствора перманганата калия KMnO4. В одну пробирку добавьте немного 2 N раствора H2SO4
(кислая среда), в другую – 2 N раствора щелочи KOH или NaOH (щелочная среда), а в третью – немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1-2 мл раствора Na2SO3. Наблюдайте за происходящими явлениями. Отметьте изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды
раствора изменяется степень окисления иона марганца Mn7+? Напишите
уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность.
В одну пробирку влейте немного раствора перманганата марганца KMnO4, добавьте столько же 2 N раствора серной кислоты H2SO4
и несколько капель перекиси водорода H2O2 до обесцвечивания. В
другую пробирку влейте немного раствора иодида калия KI, столько
же серной кислоты H2SO4 и несколько капель перекиси водорода
H2O2 . Образование свободного йода проверьте реакцией с крахмалом. Отметьте, что перекись водорода H2O2 в одной реакции является
27
окислителем, а в другой – восстановителем. Напишите уравнения и
расставьте коэффициенты.
Опыт 3. Реакция диспропорционирования.
В пробирку налейте 1 мл раствора нитрита калия KNO2, добавьте
несколько капель 2 N раствора серной кислоты H2SO4 . Наблюдайте
выделение бурого газа диоксида азота NO2. Напишите уравнение
взаимодействия нитрита калия KNO2 с серной кислотой H2SO4 и разложения образовавшейся нестойкой азотистой кислоты НNO2 с выделением оксидов азота NO и NO2 . Какая из реакций является окислительно-восстановительной? Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 4. Типы окислительно-восстановительных реакций.
а). Реакции по типу О+В+С. К 1 мл раствора перманганата калия
КМnО4 прибавьте равный объем 2 N раствора серной кислоты H2SO4
и немного свежеприготовленного раствора сульфата двухвалентного
железа FeSO4 или нитрита натрия NaNO2. В другую пробирку налейте
немного раствора бихромата калия K2CrO4, добавьте столько же раствора серной кислоты Н2SO4 и немного раствора иодида калия KI.
Объясните изменение цвета раствора в обеих пробирках. Выпишите
уравнения реакций, расставьте коэффициенты и укажите окислитель,
восстановитель и среду раствора.
б). Реакции по типу В+С/О (опыт проводите под тягой). В пробирку налейте немного разбавленной азотной кислоты HNO3 и бросьте медную стружку. Наблюдайте выделения окиси азота NO, которая
на воздухе переходит в бурый газ NO2. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.
в). Реакции по типу О+В/С (опыт проводите под тягой). В сухие
пробирки поместите отдельно небольшое количество кристаллов перманганата калия KMnO4 и бихромата калия K2Сr2O7 . В обе пробирки
добавьте нескольку капель концентрированной соляной кислоты НCl.
Наблюдайте образования газообразного хлора Сl2 (желто-зеленого
цвета). Пробирки с содержимым оставить под тягой. Напишите уравнение
реакции, расставьте коэффициенты и укажите окислители и восстановители.
Вопросы для самоконтроля
28
1. Указать, какие из перечисленных веществ могут быть только окислителями, окислителями и восстановителями? Cl2, Cu0, HCl, HClO4,
Cr2O3, ZnS, KBr, H3PO4, H2SO4, Ag0, FeCl3, Cu(OH)2, K2CrO4, KMnO4.
2. Привести примеры реакций, в которых водород H2 является окислителем, и тех, где H2 является восстановителем.
3. Какие из указанных реакций соединения являются окислительновосстановительными? Написать уравнения, расставить коэффициенты:
CaO + CO2 →
Fe + Cl2 →
Zn + S →
Mg + O2 →
MgO + SO3 →
4. Закончить уравнения, расставить коэффициенты, указать окислитель и восстановитель:
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 →
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 →
K2CrO4 + Na2SO3 + H2SO4 →
K2Cr2O7 + HCl →
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 →
K2CrO4 + FeCl2 + HCl →
5. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции в
кислой, щелочной и нейтральных средах, расставить коэффициенты:
KMnO4 + SnCl2 + HCl →
K2CrO4 + KI + HCl →
Cr(OH)3 + Br2 + KOH →
AgNO3 + H2O2 + NH4OH →
Na2SO3 + I2 + H2O →
P + HNO3 + H2O →
6. Закончить уравнение окислительно-восстановительной реакции,
расставить коэффициенты:
СuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O.
KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O.
NH3 + O2 → NO + H2O.
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O.
PbS +HNO3 → Pb (NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O.
29
Тест для подготовки к экзамену
1. Какие из реакций, протекающих по схемам
1. K2Cr2O7 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O;
2. KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O;
3. Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH,
являются окислительно-восстановительными?
1) 1 и 2;
2) 2 и 3;
3) 1 и 3;
4) 3.
2. Окислители – это вещества,
1) принимающие электроны;
2) отдающие электроны;
3) возводящие в квадрат электроны.
3. Определите степень окисления хрома в соединении K2Cr2O7.
1) +3;
2) +6;
3) -6;
4) 0.
4. В какой группе периодической системы Д.И. Менделеева находятся
самые сильные окислители?
1) III;
2) IV;
3) VI;
4) VII.
5. MnO2 в окислительно-восстановительных реакциях может быть
1) только окислителем;
2) только восстановителем;
3) и окислителем и восстановителем.
6. Азот в соединениях проявляет разные степени окисления: NH3; N2;
NO; NO2; KNO3. Минимальная степень окисления азота равна
1) -1;
2) -2;
30
3) -3;
4) +5.
7. Атомы металлов являются
1) восстановителями;
2) окислителями;
3) не меняют степень окисления.
8. Для окислительно-восстановительной реакции
Mg + H2SO4 К → MgSO4 + H2S + H2O определите: какое число молей
атомов кислорода в левой или в правой части уравнения?
1) 18;
2) 20;
3) 22;
4) 28.
9. Для окислительно-восстановительной реакции
AsH3 + AgNO3 + H2O → Ag + H3AsO4 + HNO3 определите: сколько
молей восстановителя участвует в реакции.
1) 4;
2) 3;
3) 2;
4) 1.
10. Окислительно-восстановительная реакция может протекать в прямом направлении согласно второму закону термодинамики, если
1) ∆G < 0;
2) ∆G > 0;
3) ∆G = 0;
4) ДG .
11. Для окислительно-восстановительной реакции
PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O определите:
сколько молей воды участвует в реакции.
1) 10;
2) 12;
3) 13;
4) 14.
31
12. Определите тип окислительно-восстановительной реакции
Al + 4HNO3 разб.→ Al(NO3)3 + NO + 2H2O.
1) О + В;
2) В+О/среда;
3) В/среда + О;
4) О + В + среда.
13. Для окислительно-восстановительной реакции
KMnO4 + KOH + Na2SO3 → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O определите:
сколько молей окислителя участвует в реакции.
1) 1;
2) 2;
3) 3;
4) 4.
14. Перекись водорода в окислительно-восстановительных реакциях может быть
1) только окислителем;
2) только восстановителем;
3) проявляет окислительно-восстановительную двойственность.
15. Для окислительно-восстановительной реакции
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O определите:
сколько молей воды участвует в реакции.
1) 3;
2) 5;
3) 7;
4) 9.
16. Для окислительно-восстановительной реакции
KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O определите:
сколько молей окислителя участвует в реакции.
1) 2;
2) 3;
3) 4;
4) 5.
17. Для окислительно-восстановительной реакции
KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + KOH определите тип реакций.
1) О + В + среда (кислая);
32
2) О + В + среда (щелочная);
3) О + В + среда (нейтральная).
18. Что можно считать правой частью уравнения реакции
Na2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4→?
1) NaCrO2 + Fe(ОН)3 + Na2SO4 + H2О;
2) Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + H2О;
3) Cr(ОН)3 + Fe(ОН)3 + Na2SO4 + H2О;
4) Cr2(SO4)3 + Fe(ОН)3 + Na2SO4 + H2О.
19. Какие два вещества одновременно образуются в реакции PbO2 + HBr→?
1) Pb(OН)4; Br2;
2) PbBr2; Br2;
3) PbO; PbBr2;
4) Pb(OН)2; Br2.
20. Какие два вещества одновременно образуются в реакции Zn + KOH→?
1) Zn(ОН)2; H2О;
2) ZnО; KH;
3) K2ZnO2; H2О;
4) K2ZnO2; H2.
21. Какое вещество может быть использовано в качестве окислителя в
химических реакциях?
1) Br2;
2) K;
3) Са;
4) Al.
22. Сколько молей хлора вступает в реакцию с 2 молями йода
I2 +Cl2 + H2О→ HIO3 + HCl ?
1) 10;
2) 2;
3) 8;
4) 9.
23. Что следует написать в качестве конечных продуктов реакции CrO3 + HBr→?
1) Cr(ОН)3 + Br2 + H2О;
2) CrBr3 + H2 + H2О;
33
3) H2CrO4 + Br2 + H2О;
4) CrBr 3+ Br2 + H2О.
24. Чему равна сумма коэффициентов перед исходными веществами уравнения реакции Na2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4→?
1) 5;
2) 9;
3) 8;
4) 13.
25. Что является продуктом реакции MnO2 + FeSO4 + H2SO4→?
1) Fe(ОН)3;
2) Fe(ОН)2;
3) Fe2(SO4)3;
4) Fe.
Ответы на тест:
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
2
1
2
4
3
3
1
2
4
1
2
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
2
2
3
3
1
3
2
2
4
1
1
23
24
25
4
3
3
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
(Время на самостоятельную работу – 16 часов)
Химические реакции, сопровождающиеся возникновением электрического тока или протекающие под действием электрического тока, называются электрохимическими.
34
Гальванические элементы
Гальваническими элементами называются устройства, которые
применяют для превращения энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию. В простейшем случае
гальванический элемент состоит из двух электродов – пластин или
стержней, изготовленных из разных металлов и погруженных в раствор электролита. В такой системе окислительно-восстановительные
реакции пространственно разделены: окисление протекает на одном
металле, а восстановление – на другом. Электроны передаются от
восстановителя к окислителю по внешней цепи. Этот направленный
поток электронов представляет собой электрический ток. Важным
понятием в гальваническом элементе является электродный потенциал.
В кристаллической решетке металла существует подвижное равновесие, которое выражается уравнением Ме ↔ Ме+n + ne- . При погружении металла в водный раствор ионы металла под действием полярных молекул воды отрываются и переходят в раствор. При этом
металлическая пластина заряжается отрицательно, а раствор положительно. Возникает двойной электрический слой. Между пластинкой и прилегающим к ней слоем раствора возникает скачок потенциалов. Возникшая разность электростатических потенциалов на границе
между металлом (электродом) и раствором есть электродный потенциал.
При погружении металлического электрода в раствор одноименной соли в зависимости от природы металла возможен переход металла в состояние иона – процесс окисления:
Ме0 ↔ Ме+n + neили обратный процесс – восстановления:
Ме+n + ne- ↔ Ме0.
Принято считать скачок потенциала положительным, если металл
заряжен положительно относительно двойного электрического слоя, и
отрицательным, если металл заряжен отрицательно. Для каждого металлического электрода величину его электродного потенциала измеряют относительно электрода сравнения, потенциал которого условно
принят равным нулю (водородный электрод).
Вследствие различной химической активности металлов их электродные потенциалы различаются. Если металлы расположить по мере возрастания их электродных потенциалов, то получится ряд, называемый электрохимическим (см. приложение).
35
Na+ Mg+2 Zn+2 Fe+2
Ni +2 Pb+2
-2,71 -2,36 -0,76 -0,44 -0,23 -0,13
Н+ Си+2
0
Аg+
Рt+2
Аu+3
0,34 0,799 1,20
1,50
Ряд напряжений имеет не только большое теоретическое значение, но с его помощью можно решить ряд практических вопросов:
1. Металлы, стоящие в ряду до водорода , взаимодействуют с кислотами, вытесняя водород:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.
2. Металлы, стоящие в ряду после водорода, характеризуются химической инертностью и не вытесняют водород из раствора кислот:
Ag + HCl →.
3. Любой металл, стоящий левее (т.е. предыдущий), вытесняет из
растворов солей металл, стоящий правее (т.е. последующий):
Fe + CuCl2 → Сu0 + FeCl2.
4. В гальваническом элементе металл, стоящий левее (с меньшим
потенциалом), будет анодом, а металл, стоящий правее, – катодом.
Металлы, более активные, чем водород, имеют отрицательный
потенциал, а менее активные – положительный.
Электродный потенциал зависит от природы металла, концентрации в растворе его катионов, их валентности и температуры.
Для сравнения измеряют потенциалы электродов, опущенных в
растворы с концентрацией ионов металла 1 моль/л и при температуре
25 °С. Такой электродный потенциал называется стандартным и
обозначается ϕ0.
Зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла в растворе С и температуры Т описывается уравнением Нернста:
ϕ = ϕ0 + RT/nF × lnCMe+n ,
где ϕ0 – стандартный электродный потенциал, В; С – концентрация
ионов металла в растворе, моль/л; T – абсолютная температура раствора, Кельвин; n – заряд иона металла; F – число Фарадея (96495
Кл); R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль).
Если подставить значения констант и перевести натуральный логарифм ln в десятичный lg, то уравнение Нернста примет следующий вид:
ϕ = ϕ0 + 0,059/n × lgCMe+n.
Основной количественной характеристикой гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС), которая определяется
как разность электродных потенциалов катода и анода.
ЭДС = ϕк − ϕа.
36
О возможности осуществления окислительно-восстановительной
реакции в гальваническом элементе можно судить по изменению изобарно-изотермического потенциала системы (кДж). Связь между ∆G и
ЭДС выражается уравнением
∆G = - nFE,
где Е - ЭДС гальванического элемента.
Если известна константа равновесия реакции К, протекающей в гальваническом элементе, то ЭДС можно определить из следующей зависимости:
E = 0,059/n × ln К.
Гальванический элемент Даниэля-Якоби
Рассмотрим принцип работы и окислительно-восстановительные
реакции на примере медно-цинкового гальванического элемента (Даниэля-Якоби) (рис. 1).
Цинк, имеющий отрицательный электродный потенциал, выступает в качестве анода и будет окисляться:
Zno - 2е- → Zn2+.
На медном катоде будут восстанавливаться ионы меди
Cu 2+ + 2e- → Cuo.
Суммарное уравнение реакции выглядит так:
Zno + Cu 2+ → Zn2+ + Cuo.
Рис.1.Схема медно-цинкового гальванического элемента
37
Схема гальванического элемента:
(-) Zn | Zn SO4 | | Cu SO4 | Cu (+). За счет окислительновосстановительной реакции во внешней цепи течет электрический
ток, который можно зафиксировать прибором, а по внутренней цепи
движутся ионы SO4 2- ,тем самым создается ионное равновесие в растворе. Гальванический элемент работает, пока не растворится весь
анод или пока электродные потенциалы анода и катода не примут
одинаковые значения.По значениям стандартных электродных потенциалов или алгебраической суммы окислительно-восстановительных
потенциалов частных реакций определяется ЭДС элемента:
ЭДС = 0,34 - (- 0,76) = 1,1 В.
При изменении стандартных условий расчет ведется с использованием уравнения Нернста.
Гальванический элемент, в котором электродвижущая сила (ЭДС)
возникает за счет различной концентрации растворов электролитов, в
которые погружены одинаковые металлические электроды, называется концентрационным гальваническим элементом. Электрод, опущенный в раствор соли с меньшей концентрацией, является анодом, а
с большей – катодом.
С1 ∠ С2.
(-) Мg | Mg2+ (С1) || Mg2+ (С2) | Mg (+)
Концентрационный гальванический элемент работает до тех пор,
пока не сравняются концентрации растворов.
При работе элемента его ЭДС постепенно уменьшается вследствие смещения потенциалов электродов от равновесного состояния.
Это явление получило название поляризации.
Лабораторная работа № 3
ИЗГОТОВЛЕНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
Опыт 1. Изготовление медно-цинкового элемента.
Одну пробирку заполните доверху 1 М раствором сульфата цинка, другую – 1 М раствором сульфата меди. Пробирки соедините
электролитным мостиком, заполненным насыщенным раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром. Опустите в раствор сульфата цинка
ZnSO4 цинковую пластинку, а в раствор сульфата меди CuSO4 – медную (пластинки предварительно очистите наждачной бумагой). Пластинки соедините электрическим проводом с гальванометром. На38
блюдайте отклонение стрелки гальванометра, указывающее на возникновение электрического тока.
Составьте схему гальванического элемента. Напишите уравнения
химических реакций, протекающих на электродах гальванического
элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате
которой возникает электрический ток в данном элементе.
Используя числовые значения стандартных электродных потенциалов
цинка и меди, вычислите ЭДС медно-цинкового гальванического элемента.
В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи? Какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе?
Опыт 2. Изготовление концентрационного гальванического элемента.
Заполните две пробирки растворами сульфата меди разной концентрации: первую – 2 M раствором CuSО4, вторую – 0,02 M раствором CuSO4. Соедините пробирки электролитным мостиком. Опустите
в каждую пробирку медные пластинки и соедините их проводками с
гальванометром.
Составьте схему концентрационного гальванического элемента.
Напишите уравнения химических процессов, протекающих на электродах.
Используя значение стандартного потенциала медного электрода
и уравнение Нернста, вычислите электродный потенциал катода и
анода, а также ЭДС концентрационного гальванического элемента.
Вопросы для самоконтроля
1. Какие приборы называются гальваническими?
2.Что такое двойной электрический слой?
3. Что такое электродный потенциал? Его расчет по уравнению Нернста.
4. Электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов.
Его сущность и практическое значение.
5. Какие гальванические элементы называются концентрационными?
Принцип работы.
6. Вычислите потенциал свинцового электрода в насыщенном растворе
бромида свинца, если концентрация иона свинца составляет 10-5 г-ион/л.
7. Насколько изменится потенциал цинкового электрода, если раствор
соли цинка, в который он погружен, разбавить в 10 раз?
8. В гальваническом элементе протекает реакция
Cd + CuSO4 → CdSО4 + Cu.
39
Составьте схему элемента, покажите окислительно-восстанови-тельный процесс и вычислите ЭДС по стандартным значениям потенциалов катода и анода.
9. Какие процессы происходят на электродах гальванического, элемента
Zn│Zn2+(C1 ) | Zn2+ (C2) │Zn (C1< C2) ?
Рассчитайте ЭДС такого элемента, зная, что C2 = 100 С1.
10. Вычислите ЭДС элементов:
Sn │ Sn2+(0,1 М) || Ag+(1 М) │Ag.
Cu │Cu2+(0,01 М) || Ag+ (2 М)│ Ag.
Cd │Cd2+( 0, 003 М) || Cu2+ (0,1 М)│Cu.
Тест для подготовки к экзамену
1. Укажите вид энергии, которая вырабатывается при работе гальванических элементов.
1) химическая;
2) электрическая;
3) тепловая;
4) световая.
2. Электродвижущая сила гальванического элемента определяется
по формуле
1) ЭДС = ϕа° - ϕк°;
2) ЭДС = ϕк° - ϕа°;
3) ЭДС = ϕк° + ϕа°;
4) ЭДС = ϕа° + ϕк°.
3. Процесс, протекающий на аноде в гальваническом элементе, –
1) восстановление;
2) окисление;
3) окисление и восстановление.
4. Процесс, протекающий на катоде в гальваническом элементе, –
1) окисление;
2) восстановление;
3) окисление и восстановление.
5. Укажите цепь гальванического элемента, которая составлена верно.
1) Pb | Pb(NO3)2 || Mg(NO3)2 | Mg;
2) Mg | Mg(NO3)2 || Pb(NO3)2 | Pb;
40
3) Mg(NO3)2 Mg || Pb(NO3)2 | Pb;
4) Mg | Mg(NO3)2 || Pb | Pb(NO3)2 .
6. Стандартные электродные потенциалы меди и алюминия равны соответственно + 0,34 В; - 1,66 В. Какой металл является анодом, если цепь гальванического элемента образована медным и алюминиевым электродами?
1) медь;
2) алюминий;
3) оба металла.
7. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?
1) ZnSO4 | Zn || Cu | CuSO4;
2) Zn | ZnSO4 || CuSO4| Cu;
3) Zn | ZnSO4 || Cu | CuSO4.
8. Какой вид энергии переходит в электрическую в гальваническом элементе?
1) световая;
2) механическая;
3) химическая;
4) тепловая.
9. Стандартные электродные потенциалы меди и никеля равны соответственно + 0,34 В, - 0,23 В. Какой металл является катодом, если цепь гальванического элемента образована медным и никелевым электродами?
1) никель;
2) медь;
3) никель и медь.
10. Стандартные электродные потенциалы меди, железа и магния равны соответственно + 0,34 В; - 0,44 В; - 2,37 В. Какой металл более активный?
1) медь;
2) железо;
3) магний;
4) железо и магний.
11. В какой вид энергии переходит химическая в гальваническом элементе?
1) тепловую;
2) световую;
41
3) электрическую;
4) механическую.
12. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?
1) Cu | Cu(NO3)2 || AgNO3 | Ag;
2) Cu | Cu(NO3)2 || Ag | AgNO3;
3) Cu(NO3)2 | Cu || Ag | AgNO3.
13. Стандартные электродные потенциалы свинца и марганца равны соответственно - 0,13 В; - 1,18 В. Какой металл является анодом, если цепь гальванического элемента составлена марганцевым и свинцовым электродами?
1) марганец;
2) свинец;
3) оба металла.
14. Стандартные электродные потенциалы серебра и никеля равны соответственно + 0,80 В; - 0,23 В. Какой металл является катодом, если цепь гальванического элемента составлена из серебряного и никелевого электродов?
1) никель;
2) серебро;
3) оба металла.
15. Стандартные электродные потенциалы никеля и цинка равны соответственно - 0,23 В; - 0,76 В. Какой металл является источником
электронов, если цепь гальванического элемента составлена двумя
электродами: никелевым и цинковым?
1) никель;
2) цинк;
3) оба металла.
16. Стандартные электродные потенциалы железа и алюминия равны
соответственно - 0,44 В; - 1,66 В. Какой процесс протекает на алюминиевом электроде, если цепь гальванического элемента образована
двумя электродами: алюминиевым и железным?
1) окисление;
2) восстановление;
3) окисление и восстановление.
42
17. Стандартные электродные потенциалы меди и цинка равны соответственно + 0,34 В; - 0,76 В. Гальваническая цепь составлена двумя электродами: цинковым и медным. Какой процесс протекает на медном электроде?
1) окисление;
2) восстановление;
3) оба процесса.
18. Какая токообразующая реакция протекает в данном гальваническом элементе Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu ?
1) Cu0 + Cu+2 → Zn+2 + Zn0;
2) Cu0 + Zn+2 → Zn0 + Cu+2;
3) Zn0 + Cu+2 → Zn+2 +Cu0;
4) Cu0 + Zn0 → Cu+2 +Zn+2.
19. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?
1) Pb | Pb(NO3)2 || Fe | Fe(NO3)2;
2) Fe | Fe(NO3)2 || Pb(NO3)2 | Pb;
3) Pb(NO3)2 | Pb || Fe | Fe(NO3)2.
20. Какая токообразующая реакция протекает в данном гальваническом элементе Al | Al2(SO4)3 || FeSO4| Fe ?
1) 2Al0 + 2Al+3 → 3Fe+2 + 3Fe0;
2) 2Al0 + Fe0 → 2Al+3 + 3Fe+2;
3) 2Al0 +3Fe+2 → 2Al+3 + 3Fe0.
21. Электродные потенциалы алюминия, цинка и золота равны соответственно - 1,70 В; - 0,76 В; + 1,50 В. Какой металл более активен?
1) золото;
2) алюминий;
3) цинк.
22. Электродные потенциалы магния, цинка и меди равны соответственно - 2,37 В; - 0,76 В; + 0,34 В. Какие металлы могут быть анодами
в гальванических элементах?
1) Cu;
2) Zn;
3) Mg;
4) Mg и Zn.
43
23. Составлена схема гальванического элемента
Mg | MgSO4 || ZnSO4 | Zn. Какой процесс протекает на аноде?
1) Zn0 - 2e- → Zn+2;
2) Mg0 - 2e- → Mg+2;
3) Mg+2 +2e- → Mg0;
4) Zn+2 +2e- → Zn0.
24. Какая токообразующая реакция протекает в данном гальваническом элементе Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu ?
1) Cu + ZnSO4 → CuSO4 + Zn;
2) Zn + Cu → ZnSO4 + CuSO4;
3) Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.
25. Какой процесс протекает на катоде в данном гальваническом элементе Ni | NiSO4 || CuSO4 | Cu ?
1) Cu0- 2e- → Cu+2;
2) Cu+2+ 2e- → Cu0;
3) Ni0- 2e- → Ni+2;
4) Ni+2+ 2e- → Ni0.
Ответы на тест:
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
2
2
2
2
2
2
2
3
2
3
3
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
1
1
2
2
1
2
3
2
3
2
4
23
24
25
2
3
2
44
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении постоянного
электрического тока через раствор электролита или через его расплав.
Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока,
называется катодом. На катоде происходит процесс восстановления.
Электрод, соединенный с положительным полюсом источника
тока, называется анодом. На аноде происходит процесс окисления.
Таким образом, в процессах электролиза электрическая энергия
переходит в химическую энергию. На характер и течение электродных процессов при электролизе большое влияние оказывают: состав
электролита, растворитель, материал электродов, режим электролиза
(напряжение, плотность тока, температура и др.).
Электролиз может происходить не при любой разности потенциалов (напряжении), а при вполне определенной, называемой потенциалом разложения Еразл. Потенциал разложения – это наименьшее
напряжение, при котором начинается электролиз данного соединения.
Следует различать электролиз расплавленных электролитов и их растворов (с участием воды).
Электролиз расплава электролитов
В процессе электролиза расплава солей участвуют только ионы этой соли.
Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия NaC1. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на катионы натрия и анионы хлора: NaC1 ↔ Na+ + C1-. При пропускании постоянного тока ионы Na+
движутся к катоду, на котором происходит их восстановление:
Na+ + e- → Na0. Ионы C1- движутся к аноду, где окисляются до хлора
C1- - e- →1/2C120 . В результате расплав разлагается на металлический
натрий и газообразный хлор.
Рассмотрим электролиз расплава гидроксида натрия NaOH. Гидроксид натрия в расплаве диссоциирует на ионы натрия и гидроксидионы: NaOH ↔ Na+ + OH-. В расплаве ионы Na+ идут к катоду, где
выделяется металлический натрий. На аноде происходит окисление
анионов ОН- с образованием воды и кислорода.
4ОН- - 4е- → 2H2 O + O2↑.
При электролизе расплава сульфата натрия Na2SО4 в результате
диссоциации образуются катионы натрия и анионы сульфат-ионы:
45
Na2SО4 ↔ 2Na+ + SO42-. На катоде происходит восстановление ионов
2Na+ (как в первых двух случаях), а на аноде происходит окисление
ионов SO42- с образованием оксида серы (VI) SO3 и кислорода:
2SO42- - 4e- → 2SO3↑ + O2↑.
В расплавах при разряжении кислотных остатков кислородосодержащих
кислот образуются кислород и устойчивый оксид соответствующего элемента.
Электролиз водного раствора электролита
При электролизе водного раствора электролита присутствуют несколько видов катионов и анионов. Например, в водных растворах солей
кроме анионов и катионов электролита всегда имеются молекулы воды.
Так как на катоде идет реакция восстановления, т.е. прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. Характер катодных реакций при электролизе
водных растворов определяется положением катиона в ряду стандартных электродных потенциалов. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем более характерным является ионное состояние его соединений и тем труднее идет восстановление его ионов
на катоде. И наоборот, чем положительнее электродный потенциал
металла, тем легче идет восстановление его ионов на катоде.
Рассматривая катодное восстановление, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода.
В случае нейтральных растворов [Н+] = 10-7 (рН = 7) электродный потенциал ионов водорода равен - 0,41 В.
φ = φ° + 0,059 lg[H+] = φ° - 0,059 × 7 = - 0,41 В.
При электролизе водного раствора электролита возможны три
вида реакций, протекающих на катоде:
1) электродный потенциал металла более положителен, чем
- 0,41 В, его ионы практически полностью восстанавливаются на катоде (например, ионы Cu2+, Ag+, Hg2+ и т.д.);
2) ионы металлов, потенциалы которых намного ниже - 0,41 В, на
катоде не восстанавливаются. К ним относятся ионы щелочных, щелочно-земельных металлов, алюминия и других, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов левее алюминия. В этом случае на
катоде идет восстановление воды с выделением газообразного водорода по уравнению 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-.
46
Накапливаются ионы OH-, среда становится щелочной. Потенциал восстановления водорода в щелочной среде равен - 0,83В.
φ = φ° + 0,059 lg[H+] = 0 - 0,059 × 14 = - 0,83 В;
3) ионы металлов, потенциалы которые относительно мало отличаются от потенциала - 0,83 В. На катоде одновременно восстанавливаются ионы металла и вода до образования водорода. К ним относятся ионы металлов, находящихся в ряду стандартных электродных потенциалов между алюминием и водородом.
Анодные процессы протекают на инертном и активном анодах.
Инертным называется анод, материал которого не претерпевает
окисления при электролизе. В качестве материалов для инертных
анодов применяют графит, уголь, платину. Активным называется
анод, материал которого может окисляться при электролизе.
На инертном аноде при электролизе кислородсодержащих кислот,
их солей, а также фтороводородной кислоты и ее солей происходит
электрохимическое окисление воды с выделением кислорода. Уравнение имеет вид 2H2O - 4e- → O2 + 4H+.
В рассматриваемых случаях электрохимическое окисление воды
является энергетически наиболее выгодным процессом, т.к. стандартный потенциал окисления воды равен + 1,23 В. Кислородсодержащие
анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит
при более высоких потенциалах. Например, стандартный потенциал
окисления иона SO42- равен +2,01 В, стандартный потенциал окисления иона F- имеет еще большее значение ( + 2,87 В). В щелочной среде уравнение имеет вид 4OH- - 4e- → O2 + H2O.
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их
солей (кроме HF и фторидов) на аноде происходит окисление анионов. Если берутся кислоты HJ, HBr, HCl и их соли, то у анода выделяется соответствующий галоген. Окисление иона C1- на аноде связано
с явлением перенапряжения (материал анода оказывает тормозящее
действие на процесс выделения кислорода):
(φо C12/2C1- = 1,36 В > + 1,23 В).
Рассмотрим примеры электролиза водных растворов электролитов.
Электролиз раствора CuJ2 с инертным анодом
В растворе имеются ионы Cu2+ и 2J-. Стандартный электродный потенциал меди имеет положительное значение (+ 0,34 В), поэтому на катоде будут восстанавливаться ионы Cu2+, а на аноде – окисляться ионы
2J-. При электролизе раствора CuJ2 протекают реакции по уравнениям:
47
на катоде Cu2+ + 2е- → Cu0;
на аноде 2J - - 2е- → 2J0 2J0 = J2.
Итак, при электролизе раствора CuJ2 на катоде осаждается металлическая медь, а на аноде – электронейтральный йод.
Электролиз раствора Na2SO4 с инертным анодом
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42φ0Na+/Na0 =- 2,71 В << φ0 (H2O/H2) + 2OH- = - 0,41 B.
На катоде восстанавливается вода до образования водорода, а на
аноде окисляется вода до образования кислорода. У катода накапливаются ионы ОН-, у анода – ионы H+. При электролизе раствора
Na2SO4 протекают реакции по уравнениям:
на катоде: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-;
в растворе около катода: 2Na+ + 2OH- → 2NaOH;
на аноде: 2H2O - 4e → O2 + 4H+;
в растворе около анода: 2SO4-2 + 4H+→ 2H2SO4.
Таким образом, при электролизе раствора Na2SO4 на катоде выделяется газообразный водород, а у катодного пространства накапливается щелочь (NaOH). На аноде выделяется газообразный кислород, а у
анодного пространства накапливается кислота H2SO4.
Электролиз раствора NiSО4 с никелевым анодом
φ0Ni2+/Ni = - 0,23 B > φ0H2O/H2+ 2OH- = - 0,41 B.
Поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSО4 на катоде идет восстановление в основном ионов Ni2+. На аноде происходит
окисление металла. Так как потенциал никеля меньше потенциала
окисления воды (φ0H2O = + 1,23 B) и потенциала окисления ионов
SO42- (φ0 = + 2,01 В), то в данном случае электролиз сводится к растворению металла на аноде и выделению его на катоде. Реакция протекает по уравнениям:
на катоде Ni2+ + 2e- →Ni0;
на аноде Ni0 - 2e- → Ni2+.
Этот процесс применяется для электрической очистки никеля (электролитическое рафинирование). Таким образом, в общем случае на аноде
легче окисляются те атомы, молекулы и ионы, потенциалы которых в
данных условиях наиболее низкие, а восстанавливаются на катоде легче те
ионы, молекулы и атомы, потенциалы которых наиболее высокие.
48
Законы Фарадея. Выход по току
В 1933г. английский ученый Фарадей открыл законы, определяющие зависимость между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, испытавшего химические превращения на электроде.
Первый закон Фарадея: масса вещества, образующегося при
электролизе, прямо пропорциональна количеству прошедшего через
электролизер электричества:
m = kQ,
где m – количество вещества в граммах; Q – количество электричества в кулонах (Кл), Q = It; I – сила тока в амперах (A); t – время в секундах; k – электрохимический эквивалент вещества, выражающий
количество вещества, прореагировавшего в результате протекания
единицы количества электричества.
Второй закон Фарадея: в последовательно включенных электролизерах массы выделившихся на электродах веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам:
m1 : m2 : m3 = Э1 : Э2 : Э3,
где Э – эквивалентная масса.
Если масса одного из превращенных веществ при прохождении определенного количества электричества оказалась равной его эквивалентной массе (m1 = Э1), то и для других веществ окажутся справедливыми равенства: m2 = Э2; m3 = Э3 и т.д.
Таким образом, для превращения эквивалентной массы любого
вещества требуется одно и то же количество электричества, называемое числом Фарадея (F): F = 96500 Кл. На основании второго закона
Фарадея можно записать:
k = Э/F.
Объединенное уравнение законов Фарадея:
ЭIt
m =
,
F
где Э – эквивалентная масса; F – число Фарадея.
Для различных расчетов в электрохимии пользуются уравнениями, выражающими законы Фарадея. На законах Фарадея основан самый точный способ измерения количества электричества, прошедшего
через электрическую цепь. Он заключается в определении количества
вещества, выделившегося при электролизе на электроде. Для этого
служат приборы, называемые кулонометрами. Использование кулоно-
49
метров дает возможность определить долю полезно затраченного тока,
т.е. тока, израсходованного на получение полезного продукта.
Объединенное уравнение законов Фарадея впоследствии было
уточнено добавлением величины, названной выходом по току ŋ.
ЭIt η
m=
.
F
Выход по току – это отношение фактически полученного при
электролизе вещества к теоретически рассчитанному количеству.
Обычно выход по току ŋ выражается в процентах.
η=
m практ .
m теор .
⋅ 100 % .
Можно иначе рассчитать выход по току:
Q/ / Q ×100 %,
где Q/ – количество полезно затраченного электричества; Q – общее
количество электричества, прошедшего через цепь.
Лабораторная работа № 4
ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ
Порядок выполнения работы. Клеммы "+", "-" выпрямителя соедините соответственно с клеммами стенда с надписью «Вход» длинными проводами. Короткими проводами соедините клеммы с надписью «Выход» с электродами, закрепленными в крышке. В химический
стакан налейте соответствующий электролит, закройте крышкой с
электродами. Для измерения силы тока по амперметру переведите
рычаг на стенде в максимальное положение. Угольные электроды,
бывшие в употреблении, тщательно зачистите наждачной бумагой.
Напишите отчет по следующей схеме:
1. Зарисуйте прибор, в котором осуществляется электролиз.
2. Напишите уравнения реакций, происходящих на аноде и катоде, и ответьте на вопросы соответствующего опыта.
3. Вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде, с
учетом времени электролиза и показаний амперметра (время электролиза определяется преподавателем).
4. Вычислите выход по току (определите вес угольного стержня
до опыта и после).
50
Опыт 1. Электролиз водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.
Опустите в стакан с раствором сульфата натрия угольные электроды, соединенные с клеммами стенда. Что наблюдается на аноде и
катоде? В катодное пространство капните несколько капель фенолфталеина. Как изменилась окраска раствора? Наличие какой среды
подтверждает фенолфталеин? В анодное пространство капните несколько капель лакмуса. Как изменилась окраска раствора? Наличие
какой среды подтверждает лакмус? Напишите уравнение реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какой газ выделяется на катоде, аноде?
Опыт 2. Электролиз водного раствора сульфата цинка с инертным анодом.
Опустите в стакан с раствором сульфата цинка угольные электроды, соединенные с клеммами стенда. Что наблюдается на аноде и
катоде? В анодное пространство капните несколько капель лакмуса. В
какой цвет окрашивается раствор в анодном пространстве, почему?
Какой газ выделяется на аноде и катоде?
Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди с активным анодом.
В стакан с водным раствором сульфата меди опустите угольный
и медный электроды, соединенные с клеммами стенда. Какие процессы осуществляются на катоде и аноде? Напишите уравнения реакций.
Выньте электроды и поменяйте их местами: медный электрод сделайте катодом, а угольный с имеющимся налетом меди – анодом. Какие
процессы осуществляются на аноде и катоде? Напишите уравнения
реакций. Какой газ выделяется на графитовом аноде после исчезновения медного налета?
Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата никеля с инертным анодом.
Опустите в стакан с водным раствором сульфата никеля угольные
электроды, соединенные с клеммами стенда. Какое вещество выделяется на катоде? Какие газообразные вещества выделяются на катоде и
аноде? Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов.
51
Вопросы для самоконтроля
1. Какие процессы проходят при электролизе расплавов СоС12, К2SO4, КОН?
2. Какие процессы проходят при электролизе водных растворов
Pb(NO3)2, NiCl2, KNO3?
3. Водный раствор содержит смесь катионов: Сu2+, Zn2+,Ag+. В какой
последовательности они будут восстанавливаться при электролизе?
4. Сколько серебра выделится при пропускании через раствор AgNО3
тока 8 А за 15 мин?
5. Какие вещества и в каком количестве образуются при пропускании
тока 6 А в течение 1 ч через раствор КОН?
6. Сколько электричества надо пропустить черев раствор NaCl, чтобы
получить 1 кг NаОН ?
7. Вычислите объем хлора, выделенного при электролизе NaCl током
10 А в течение 65 ч.
8. Одинаковыми ли будут продукты электролиза растворов солей: а)
NaJ и CaCl2; б) Na2SО4 и KNО3; в) MnSO4 и Мn(NО3)2? Ответ обоснуйте соответствующими уравнениями реакций.
9. При рафинировании меди током в 25 А выделяется за 4 ч 112 г меди. Рассчитайте выход по току.
10. Какие процессы проходят при электролизе расплава и раствора
KJ; CuSО4; Zn(NО3)2?
11. Почему при электролизе расплава хлорида калия и его водного
раствора на электродах образуются разные вещества? Напишите схему процессов, происходящих на катоде и аноде.
12. Почему при электролизе водных растворов нитрата кальция и
гидроксида натрия на электродах образуются одни и те же вещества?
Приведите схему протекающих при этом процессов.
13. При электролизе водных растворов каких из приведенных веществ
происходит разложение воды: в нитрате калия, хлориде натрия, серной кислоте, хлориде меди, сульфате цинка, гидроксиде калия, гидросульфате натрия?
14. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе водного
раствора хлорида меди, если пропускать ток силой 5 А в течение часа?
15. При пропускании электрического тока в течение 10 мин через раствор
соли серебра на катоде выделилось 0,1 моль серебра. Вычислите силу тока.
52
Тест для подготовки к экзамену
1. Какие продукты образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата натрия?
1) Na;
2) Н2;
3) NaOH;
4) Н2 и NaOH.
2. Какие продукты образуются на аноде при электролизе водного раствора хлорида натрия?
1) Cl2;
2) О2;
3) Н2;
4) Cl2 и О2.
3. Стандартные электродные потенциалы натрия, цинка, железа, меди
равны соответственно -2,71 В; -0,76 В; -0,44 В; +0,34 В. Какие металлы получают при электролизе расплава?
1) цинк;
2) железо;
3) натрий;
4) медь.
4. Какие продукты образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата цинка?
1) Zn;
2) Н2;
3) Zn и Н2;
4) О2.
5. Как называется процесс, когда металлический электрод подсоединен к аноду при электролизе?
1) электролиз с инертным катодом;
2) электролиз с активным анодом;
3) электролиз с инертным анодом;
4) электролиз с активным катодом.
53
6. Стандартные электродные потенциалы калия, натрия, алюминия и
меди равны соответственно -2,92 В; -2,71 В; -1,70 В; +0,34 В. Какой
металл получают при электролизе водного раствора электролита?
1) натрий;
2) калий;
3) алюминий;
4) медь.
7. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного раствора сульфата железа (II)?
1) Fe;
2) H2;
3) Fe и H2;
4) Fe(OH)3.
8. Какие процессы протекают на аноде при электролизе?
1) восстановление;
2) окисление;
3) окисление и восстановление.
4) разложение.
9. Какой вид энергии преобразуется в химическую при электролизе?
1) тепловая;
2) химическая;
3) электрическая;
4) световая.
10. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата цинка?
1) Zn;
2) Zn(OH)2;
3) Zn и H2;
4) H2.
11. Стандартные электродные потенциалы магния, алюминия, никеля
равны соответственно - 2,37 В; - 1,70 В; - 0,23 В. Какой металл получают при электролизе водного раствора электролита?
1) Al;
2) Ni;
54
3) Mg;
4) все металлы одновременно.
12. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата меди?
1) Cu(OH)2;
2) CuO;
3) Cu;
4) H2.
13. Какие вещества образуются на аноде при электролизе водного
раствора хлорида никеля?
1) H2;
2) O2;
3) Cl2;
4) Ni.
14. Стандартные потенциалы окисления анионов SO42-; I- и воды равны соответственно + 2,01 В; + 0,54 В; + 1,23 В. Что окисляется на аноде при электролизе водного раствора электролита?
1) SO42-;
2) I-;
3) H2O;
4) SO42- и H2O.
15. Какое вещество является активным анодом при электролизе?
1) дерево;
2) графит;
3) металл;
4) стекло.
16. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата натрия?
1) Na;
2) NaOH;
3) H2;
4) H2 и NaOH.
55
17. Какой металл получают только из расплава электролита при электролизе? Стандартные электродные потенциалы алюминия, цинка и
еди равны соответственно - 1,66 В; - 0,76 В; + 0,34 В.
1) медь;
2) алюминий;
3) цинк;
4) все металлы одновременно.
18. Какое вещество является инертным анодом при электролизе?
1) металл;
2) графит;
3) стекло;
4) дерево.
19. Как называют метод очистки металлов при электролизе с активным анодом?
1) тонкая очистка металлов;
2) очистка металлов химическим методом;
3) электролитическое рафинирование;
4) метод термического разложения.
20. Какие вещества образуются на аноде при электролизе водного
раствора сульфата кальция?
1) O2;
2) H2;
3) SO42-;
4) H2 и O2.
21. Какой формулой выражается первый закон Фарадея?
1) m = kQ;
2) m = kЕ;
3) m = nRT;
4) m = Q/ / Q ×100 %.
22. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного
раствора сульфата магния?
1) Mg;
2) H2;
3) Mg(OH)2;
4) H2 и Mg(OH)2.
56
23. Какие вещества образуются на аноде при электролизе водного
раствора иодида меди?
1) H2;
2) O2;
3) I2;
4) H2O.
24. Стандартные потенциалы окисления ионов F-, ионов SO42- и воды равны соответственно + 2,87 В; + 2,01 В; + 1,23 В. Что окисляется на аноде?
1) SO42-;
2) F-;
3) H2O;
4) F- и H2O.
25. Какие вещества образуются на катоде при электролизе водного
раствора нитрата калия?
1) H2;
2) O2;
3) H2 и КОН;
4) H2O.
Ответы на тест:
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
4
1
3
3
2
4
3
2
3
3
2
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
3
3
2
3
4
2
2
3
1
1
4
23
24
25
3
3
3
57
КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ
Известно, что металлы обладают ценными свойствами. Однако
они имеют крупный недостаток, т.к. подвержены коррозии. Коррозия
в переводе с латинского означает разъедание, разрушение.
Коррозия металлов – это нежелательный процесс. Из-за коррозии
преждевременно выходят из строя сложные конструкции, станки,
транспорт, трубопроводы, различное оборудование. Поэтому предупреждение коррозии – важная задача. Для того чтобы предупредить
коррозию, надо знать ее сущность и механизм протекания.
Коррозией называется процесс разрушения металлов при физикохимическом взаимодействии их с окружающей средой.
Коррозия – самопроизвольный процесс, сопровождающийся уменьшением энергии Гиббса (∆G < 0). По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию. При химической коррозии происходит прямое взаимодействие
металла с окислителем окружающей среды. Наиболее сильными
окислителями являются: кислород, фтор, хлор, диоксид серы и др.
Многие металлы легко взаимодействуют с сероводородом, хлористым
водородом. Например, в воздухе, содержащем сероводород, на серебряных изделиях образуется сульфидная пленка Ag2S.
Электрохимическая коррозия – разрушение металлов в электролитной среде под действием внутренних микро- или макрогальванических пар или внешней разности потенциалов. Чистые металлы почти
не подвергаются электрохимической коррозии. В состав любого технического металла, как правило, входят катодные и анодные примеси,
что обусловливает возникновение микропар коррозионного элемента.
При погружении такого металла в раствор электролита, в частности в раствор кислоты, на поверхности микрокатодов будет выделяться газообразный водород. Количество выделившегося водорода является в данном случае мерой скорости коррозии и зависит от суммарного тока, возникшего в коррозионной системе. Если предположить,
что токи, протекающие через микроэлементы, приблизительно равны
между собой, то объем выделившегося водорода будет пропорционален количеству микропар, имеющихся на поверхности металла, т.е.
его неоднородности.
Примером электрохимической коррозии может служить коррозия омедненного железа в кислой среде. Анодом является железо
(φ° = - 0,44 В), электролитом – HС1.
58
На аноде: Fe0 - 2e- → Fе2+.
На катоде: 2Н+ + 2e- → H20.
Суммарная реакция анодного и катодного процессов:
Fе0 + 2Н+ → Fе2+ + H20.
Чем больше разность потенциалов между металлом-анодом и металлом-катодом, тем сильнее идет электрохимическая коррозия. Накопление продуктов коррозии ослабляет ее. При накоплении, например, водорода на катоде потенциал катода уменьшается (поляризация
катода), что снижает ЭДС микрогальванического элемента. В присутствии же кислорода происходит связывание водорода (деполяризация): 2Н2 + О2 → 2Н2О. Электрохимическая коррозия идет дальше.
В нейтральных и щелочных средах в катодных процессах важную
роль играет растворенный кислород – более сильный окислитель, чем
ионы водорода:
О2 + 2Н2О - 4е- → 4ОH-.
Состав электролита влияет на скорость электрохимической коррозии: так, в кислой среде коррозия усиливается с ростом концентрации ионов водорода. Вода, содержащая кислород, опаснее в коррозионном отношении, чем вода, не содержащая его. Ускоряют коррозию
ионы галогенов и различные окислители. Накопление продуктов коррозии – солей, гидроксидов – также влияет на скорость процесса.
При образовании плотных оксидных пленок коррозия замедляется
(Ni, Cr, Al, Zn, Ti).
Частным случаем электрохимической коррозии является электрическая коррозия, вызываемая блуждающими токами. Она приводит к
разрушению подземных металлических сооружений.
Оба типа коррозионных процессов определяются термодинамическим изменением энергии Гиббса:
∆G = - RTlnKp = - nEF.
Процессы высокотемпературной химической коррозии определяются константой равновесия обратимых гетерогенных реакций, для
их исследования используют первую часть равенства.
∆G = - RTlnKp.
Для исследования электрохимической коррозии применяют второе выражение (∆G = -nЕF), содержащее разность потенциалов и величину заряда, перенесенного растворяющимся веществом.
Скорость коррозии измеряется в единицах массы m потерянного
металла с единицы площади S в единицу времени t:
W = m/St.
59
Скорость процесса коррозии выражается в следующих единицах
измерений: мг/(м2 год), мг/(м2 ч). Скорость коррозии может измеряться толщиной слоя потерянного металла за единицу времени (мм/ч,
мм/год и т.д.).
W = ∆L/t,
где ∆L – толщина слоя потерянного металла; t – время.
Существуют разнообразные способы борьбы с коррозией: покрытие металлов защитными лакокрасочными и полимерными пленками, покрытие металла другим металлом, более активным (анодное
покрытие), менее активным (катодное покрытие), пассивация металлов путем создания на их поверхности оксидных или других непроницаемых пленок, применение ингибиторов, электрозащита, метод
протекторов.
Лабораторная работа № 5
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ КОРРОЗИИ
Опыт 1. Коррозия натрия на воздухе.
Возьмите пинцетом кусочек натрия и положите на фильтровальную бумагу; придерживая пинцетом, разрежьте кусочек пополам.
Обратите внимание на блестящую поверхность среза. Через 20 – 30 с
наблюдайте потускнение поверхности натрия на месте разреза. Объясните наблюдаемое явление и напишите уравнения реакции химической коррозии натрия при взаимодействии с кислородом воздуха.
Опыт 2. Электрохимическая коррозия оцинкованного и луженого
железа.
В пробирку налейте 4 – 6 капель раствора соли железа (II) FеSO4,
добавьте 1– 2 капли раствора K3 [Fe(CN6)] – красная кровяная соль –
качественная реакция на ионы Fе2+, наблюдайте появление синего окрашивания вследствие образования турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2.
Налейте в чистую пробирку на 3/4 ее объема дистиллированной воды и добавьте по 4 – 5 капель 2 N серной кислоты и K3 [Fe(CN6)]. Раствор перемешайте, отлейте половину во вторую пробирку. В первую
пробирку опустите железную пластинку в контакте с оловом, во вторую
– железную пластинку в контакте с цинком. В какой пробирке появилась синяя окраска? Почему? Наблюдается выделение газа. Какой это
60
газ? С поверхности какого металла поднимается газ в луженом и оцинкованном железе? Составьте схему электрохимической коррозии. В каком случае будет проходить коррозия железа при нарушении защитного
слоя? В каком случае будет разрушаться защитное покрытие?
Опыт 3. Влияние образования микрогальванических элементов
на коррозию металлов.
а). В две пробирки вносите по 5 – 6 капель 2 N серной кислоты и
бросьте по кусочку цинка. В одну из пробирок добавьте одну каплю
раствора сульфата меди. Наблюдайте более интенсивное выделение
водорода в пробирке с добавлением CuSO4. Что появилось на поверхности цинка в присутствии CuSO4? Объясните различную интенсивность выделения водорода в двух пробирках, учитывая, что цинк с
медью образуют микрогальванический элемент. Укажите анод и катод в образовавшейся гальванической паре. Напишите уравнения соответствующих реакций.
б). В пробирку внесите 5 – 6 капель 2 N серной кислоты и кусочек
цинка, опустите туда же медную проволоку так, чтобы она не касалась цинка. Наблюдайте слабое выделение водорода на цинке и отсутствие его на медной проволоке. Приведите медную проволоку в
соприкосновение с цинком и наблюдайте интенсивное выделение водорода. Обратите внимание, на каком из металлов выделится водород.
Объясните, какова роль медной проволоки, в присутствии которой
водород выделяется интенсивнее.
Опыт 4. Активаторы коррозии.
В две пробирки порознь налейте по 7– 8 капель сульфата и хлорида меди (одной концентрации) и внесите в пробирки одинаковые
кусочки алюминия. Сравните скорость выделения меди на кусочках
алюминия в обеих пробирках. В пробирку с раствором CuSO4 добавьте кристаллик NаС1. Объясните, какой ион ускоряет коррозию алюминия. Напишите уравнения реакций.
Опыт 5. Применение ингибиторов.
В две пробирки внесите по 6 – 8 капель 2 N серной кислоты и по
кусочку цинка одинакового размера. Когда водород начнет выделяться равномерно, прибавьте в одну из пробирок немного уротропина.
Как изменилась интенсивность выделения водорода? Почему?
61
Вопросы для самоконтроля
1. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадает в кислую среду
(HCl)? Дайте схему образующегося при этом гальванического элемента.
2. При нарушении целостности поверхностного слоя медного покрытия на алюминии будет коррозия вследствие работы гальванопары
(дайте схему образующейся при этом гальванопары). За 45 с работы
этой гальванопары на катоде выделилось 0,09 л водорода, измеренного при н.у. Сколько граммов алюминия растворилось за это время и
какую силу тока дает эта гальванопара?
3. Исходя из величины ∆Go298 определите, какие из приведенных ниже
металлов будут корродировать во влажном воздухе по уравнению
Me + H2О + О2 → Ме(ОН)2 (металлы: Mg, Cu, Аu).
4. Какие металлы (Fr, Ag, Ca) будут разрушаться в атмосфере влажного воздуха, насыщенного диоксидом углерода? Ответ дайте на основании вычисления ∆G298 соответствующих процессов.
5. Железо покрыто никелем. Какой из металлов будет корродировать в случае разрушения поверхности покрытия? Коррозия происходит в кислой среде. Составьте схему гальванического элемента, образующегося при этом.
6. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет окисляться при
коррозии, если эта пара металлов попадет в щелочную среду? Ответ
дайте на основании вычисления ЭДС и ∆G298 образующегося гальванического элемента.
7. Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в
случае нарушения поверхностного слоя покрытия в атмосфере промышленного района (влажный воздух содержит СО2, H2S, SO2 и др.)?
Составьте схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента.
8. Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет подвергаться
коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду? Составьте схему
гальванического элемента, образующегося при этом. Подсчитайте
ЭДС и ∆G298 этого элемента для стандартных условий.
9. В раствор соляной кислоты поместили чистую цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае
процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив элементарные уравнения соответствующих процессов.
10. Почему химически чистое железо является более стойким против
коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения
62
анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в сильнокислой среде.
11. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому
объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного
процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
12. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
13. Если гвоздь вбить во влажное дерево, то ржавчиной покрывается
та его часть, которая находится внутри дерева. Чем это можно объяснить? Анодом или катодом является эта часть гвоздя? Составьте электронные уравнения соответствующих процессов.
14. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении
покрытия во влажном воздухе и в соляной кислоте. Какие продукты
коррозии образуются в первом и во втором случаях?
15. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут происходить
на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?
Тест для подготовки к экзамену
1. Как протекает восстановление на катоде при атмосферной коррозии?
1) 2H2O + O2 + 4е- → 4OH-;
2) 2H2O + 4е- → O2 + 4H+;
3) O2 + H2 - 4е- → H2O;
4) 2H2O - 2е → H2 + 2OH-.
2. Как образуется ржавчина при атмосферной коррозии?
1) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3;
2) Fe+2 + 2OH- → Fe(OH)2;
3) Fe(OH)3 + O2 + H2O - 2е- → Fe(OH)2;
4) Fe+3 + 3OH- → Fe(OH)3.
3. Анодное или катодное покрытие оловом в луженом железе?
63
1) анодное;
2) катодное;
3) металлическое;
4) анодное и катодное.
4. Как протекает восстановление на катоде при коррозии в электролитах?
1) 2H0 - 2е- → 2H+;
2) 2H0 + 2е- → 2H+;
3) 2H+ + 2е- → 2H0;
4) 2H+ - 2е- → 2H0.
5. Железное изделие с медными заклепками поместили в раствор соляной кислоты. Какой металл подвергается коррозии?
1) медь;
2) железо;
3) оба металла;
4) ни один из металлов.
6. В чем суть коррозии металла?
1) в окислении;
2) в восстановлении;
3) в гидратации;
4) в окислении и восстановлении.
7. Алитированное железо поместили в раствор серной кислоты. Какой
металл подвергается коррозии?
1) железо;
2) алюминий;
3) оба металла;
4) ни один из металлов.
8. Какой металл подвергается коррозии в атмосфере влажного газа
при нарушении оловянного покрытия в луженом железе?
1) олово;
2) железо;
3) оба металла;
4) ни один из металлов.
64
9. Железо корродирует в атмосфере влажного газа до образования
ржавчины. Какая формула ржавчины?
1) Fe(OH)2;
2) Fe(OH)3;
3) FeCl3;
4) Cu(OH)2.
10. Какие вещества образуются при коррозии никеля в растворе серной кислоты?
1) Ni(OH)2;
2) Ni Cl2;
3) NiSO4;
4) NiO.
11. Как протекает коррозия железа в контакте с медью в растворе соляной кислоты?
1) Fe0 - 2е- → Fe+2;
2) Fe+2 + 2е- → Fe0;
3) Fe0 + 2е- → Fe+2;
4) Fe+2 - 2е- → Fe0.
12. Какие вещества образуются при коррозии алюминия в растворе
соляной кислоты?
1) AlCl3;
2) Al(OH)3;
3) Al2(SO4)3;
4) Al(NO3)3.
13. Стандартные электродные потенциалы цинка, меди и никеля равны соответственно - 0,76 В; + 0,34 В; - 0,23 В. В какой паре контактирующих металлов интенсивнее коррозия?
1) Zn | Cu;
2) Zn | Ni;
3) в трех парах;
4) Ni | Cu.
14. Какие вещества образуются при коррозии железа в атмосфере
влажного газа?
1) FeO;
65
2) Fe(OH)2;
3) Fe(OH)3;
4) Fe2O3.
15. Какие вещества образуются при коррозии железа в растворе соляной кислоты?
1) FeCl2;
2) Fe(OH)2;
3) Fe(OH)3;
4) FeCl3.
16. Как записывается процесс коррозии на катоде в растворе кислоты?
1) 2H0 - 2е- → 2H+;
2) 2H+ + 2е- → 2H0;
3) 2H+ - 2е- → 2H0;
4) 2H2O + O2 + 4е- → 4OH-.
17. Как записывается процесс коррозии на катоде в атмосфере влажного газа?
1) 2H2O + O2 + 4е- → 4OH-;
2) 2H2O + O2 - 4е-→ 4OH-;
3) 4 OH- - 4е- → 2H2O + O2;
4) 4 OH- + 4е- → 2H2O + O2.
18. Написать продукты коррозии магния в атмосфере влажного газа.
1) MgO;
2) Mg(OH)2;
3) MgCl2;
4) Mg.
19. Стандартные электродные потенциалы алюминия и никеля равны
соответственно - 1,66 В; - 0,23 В. Какой металл подвергается коррозии при контакте алюминия с никелем в растворе кислоты?
1) никель;
2) алюминий;
3) оба металла;
4) ни один из металлов.
66
20. Стандартные электродные потенциалы алюминия, железа, олова и
меди равны соответственно - 1,66 В; - 0,44 В; - 0,14 В; + 0,34 В. Алюминий контактирует с железом, оловом и медью. В какой паре интенсивнее коррозия?
1) алюминий с железом;
2) алюминий с оловом;
3) алюминий с медью;
4) во всех парах коррозия одинаковая.
21. Стандартные электродные потенциалы цинка и железа равны соответственно - 0,76 В; - 0,44 В. Какой металл разрушается при их
контакте?
1) цинк;
2) железо;
3) оба металла;
4) ни один из металлов.
22. Стандартные электродные потенциалы цинка и железа равны соответственно - 0,76 В; - 0,44 В. Как называется покрытие цинком в
оцинкованном железе?
1) анодное;
2) катодное;
3) металлическое;
4) неметаллическое.
23. Стандартные электродные потенциалы магния, железа и меди равны соответственно - 2,37 В; - 0,44 В, + 0,34 В. Магний контактирует с
железом и медью. В какой паре металлов интенсивнее коррозия?
1) магний с железом;
2) магний с медью;
3) в двух контактах коррозия одинаковая;
4) железо с медью.
24. Записать процесс коррозии алюминия.
1) Al+3 + 3е → Al0;
2) Al0 - 3е → Al+3;
3) Al+3 - 3е → Al0;
4) Al0 + 3е → Al+3.
67
25. Какие вещества образуются при коррозии цинка в растворе серной
кислоты?
1) Zn(OH)2;
2) ZnCl2;
3) ZnSO4;
4) ZnO.
Ответы на тест:
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
Номер
вопроса
Вариант
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
1
1
2
3
2
1
2
2
2
3
1
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
1
1
3
1
2
1
2
2
3
1
1
23
24
25
2
2
3
68
Приложение
Электрохимический ряд напряжений металлов
Катион /
E0 , В
Металл
Катион /
E0 , В
Металл
Катион /
E0 , В
Металл
Li+/Li
- 3,045
Be2+/Be
- 1,847
Co2+/Co
- 0,277
Rb+/Rb
- 2,925
Al3+/Al
-1,700
Ni2+/Ni
- 0,234
K+/K
- 2,924
Ti3+/Ti
- 1,208
Sn2+/Sn
- 0,141
Cs+/Cs
- 2,923
Mn2+/Mn
- 1,192
Pb2+/Pb
- 0,126
Ba2+/Ba
- 2,905
V2+/V
- 1,125
H+/H2
0,000
Sr2+/Sr
- 2,888
Cr3+/Cr
- 0,852
Bi3+/Bi
+ 0,317
Ca2+/Ca
- 2,864
Zn2+/Zn
- 0,763
Cu2+/Cu
+ 0,338
Na+/Na
- 2,711
Ga3+/Ga
- 0,560
Hg22+/Hg
+ 0,796
Mg2+/Mg
- 2,370
Fe2+/Fe
- 0,441
Ag+/Ag
+ 0,799
Sc3+/Sc
- 2,077
Cd2+/Cd
- 0,404
Pd2+/Pd
+ 0,915
Th4+/Th
-1,875
In3+/In
- 0,338
Au3+/Au
+ 1,498
Библиографический список
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. –
М.: Высшая школа, 2006. – 743 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия: учебник для нехимических специальностей вузов. – Л.: Химия, 2001 – 2003. – 720 с.
3. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для нехимических специальностей вузов. – М.: Высшая школа, 2000. – 558 с.
4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. – М.:
Высшая школа, 2007. – 527 с.
69