Методические указания к лабораторному практикуму по курсу «Химия» (стр. 6 )

Опыт 2а). Взаимодействие соединений, содержащих серу в различных степенях окисления, с перманганатом калия.

Для серы характерны степени окисления –2, 0, +4, +6. В низшей степени окисления она образует соединения с водородом H2S и металлами (сульфиды), которые являются типичными восстановителями, окисляясь до S0. В высшей степени окисления она образует оксид SO3 и серную кислоту H2SO4 – типичные окислители. И, наконец, свободная сера и сульфиты, содержащие серу в промежуточных степенях окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями. При этом сера повышает и понижает свою степень окисления до ближайших устойчивых состояний.

Перманганат калия KMnO4 содержит марганец в высшей степени окисления и является сильным окислителем.

Выполнение опыта. В три пробирки внести по 3 капли раствора перманганата калия KMnO4 и 2 н. раствора серной кислоты (среда). В одну пробирку прибавить 3 капли свежеприготовленной сероводородной воды, во вторую – несколько кристалликов сульфита натрия, в третью – 3 капли концентрированной серной кислоты (r = 1,84 г/см3). Отметить, в каких пробирках произошло обесцвечивание раствора.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион MnO4– в кислой среде восстанавливается до бесцветного иона Mn2+. Какую роль выполняли соединения серы (S2– и SO32–) в проведенных реакциях? Почему в одной из пробирок не произошло обесцвечивание раствора?

Опыт 2б). Взаимодействие соединений, содержащих серу в различных степенях окисления, с иодидом калия.

Иодид калия содержит атомы йода в низшей степени окисления и является сильным восстановителем, окисляясь до свободного йода, окрашивающего раствор в желто-бурый цвет.

Выполнение опыта. Опыт провести аналогично предыдущему, но вместо раствора перманганата калия добавить раствор иодида калия. Отметить, в каких пробирках появилась окраска, обусловленная выделением свободного йода. Для доказательства присутствия I2 прибавить к растворам по 2 – 3 капли свежеприготовленного раствора крахмального клейстера и наблюдать его посинение.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион I– переходит в I2. Какую роль выполняют соединения серы (SO32– и SO42–) в проведенных реакциях? Почему в пробирке с сероводородной водой не произошло выделение йода? Сделать общий вывод об изменении окислительно–восстановительных свойств серы с изменением ее степени окисления.

Опыт 3. Окислительно–восстановительные свойства
пероксида водорода.

Пероксид водорода, содержащий атомы кислорода в промежуточной степени окисления -1, может быть и окислителем и восстановителем. Будучи окислителем, кислород восстанавливается до степени окисления –2, образуя воду H2O или гидроксо - группу OH– (в щелочной среде). Будучи восстановителем он окисляется до свободного состояния О2.

Опыт 3а). Окислительные свойства пероксида водорода в щелочной среде.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 5 капель раствора сульфата хрома (III),: добавить 2 н. раствор гидроксида натрия до полного растворения выпавшего в осадок гидроксида хрома(III). Отметить цвет полученного раствора. Образовавшийся раствор хромита натрия NaCrO2 поместить в две пробирки. Одну оставить в качестве контрольной. В другую пробирку добавить по каплям 30%-ный раствор пероксида водорода до перехода зеленой окраски хромит-иона CrO2– в желтую окраску, обусловленную образованием хромат–иона CrO42–.

Написать уравнение соответствующей реакции. Какую роль выполняет пероксид водорода в данной реакции?

Опыт 3б). Окислительно – восстановительная двойственность пероксида водорода в кислой среде. В качестве окислителя используем KMnO4, в качестве восстановителя – KI. Выполнение опыта. В две пробирки внести по 2 – 3 капли растворов: в первую – перманганата калия KMnO4, во вторую – иодида калия KI, затем в обе пробирки добавить по 2 – 3 капли 2 н. раствора серной кислоты и по 3 – 5 капель пероксида водорода. Отметить выделение газа и обесцвечивание раствора в первой пробирке, и появление окрашивания во второй.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что ион MnO4– восстанавливается до иона Mn2+, а ион I– окисляется до I2. Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой из реакций?

Опыт 4. Факторы, влияющие на протекание ОВР. Протекание ОВР (возможность протекания, скорость протекания и продукты реакций) находятся в зависимости от следующих факторов: природа взаимодействующих веществ, концентрация раствора, температура, реакция среды, присутствие катализатора.

Опыт 4а. Влияние природы металла на процесс взаимодействия металлов с водными растворами щелочей.

Взаимодействие металлов с растворами щелочей зависит от природы металла. Металлы, гидроксиды которых имеют амфотерный характер, способны вытеснять водород из воды в присутствии растворов сильных щелочей. Реакция идет в две стадии: вначале металл окисляется водой до оксида или гидроксида, который далее взаимодействует со щелочью с образованием соответствующей соли.

Выполнение опыта. В три пробирки поместить по 1 – 2 кусочка металлов: в первую – цинка, во вторую – железа, в третью – алюминия и прибавить по 5 – 7 капель 10%‑ного раствора едкого натра. Дать содержимому пробирок постоять 2 – 3 минуты. Отметить выделение газа в первой и третьей пробирках.

Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая что окислителем является вода и при этом восстанавливается водород. Сравнить восстановительную активность металлов, способных к выделению водорода из воды и растворов кислот. В какой среде их восстановительная активность больше?

Опыт 4б. Влияние концентрации кислоты на процесс окисления цинка серной кислотой

Продукты реакции окисления металлов серной кислотой зависят как от природы металла (положения в ряду напряжений), так и от концентрации раствора кислоты. Серная кислота проявляет окислительные свойства как за счет ионов Н+ (в разбавленных растворах), так и за счет ионов SO42–, содержащих атомы серы в высших степенях окисления. В первом случае происходит выделение Н2 в свободном состоянии, во втором – в зависимости от активности восстановителя могут выделяться SO2, S0, H2S. Цинк является активным восстановителем и окисляется кислотами до Zn2+. Выполнение опыта. В две пробирки поместить по кусочку цинка и добавить в одну пробирку 5 – 7 капель 2н раствора серной кислоты, в другую – столько же концентрированной серной кислоты. Отметить выделение газа в обеих пробирках. Какой газ выделяется? Осторожно подогреть пробирки. В одной из пробирок отметить образование осадка свободной серы. Написать уравнения соответствующих реакций и указать роль цинка в окислительно–восстановительных реакциях.

Опыт 5. Окисление меди разбавленной и концентрированной азотной кислотой

Медь относится к неактивным металлам, стоит в ряду напряжений правее водорода и окисляется только азотной и концентрированной серной кислотами. Азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства за счет ионов NO3–, содержащих атомы азота в высшей степени окисления и окисляет все металлы, кроме золота, платины и металлов платиновой группы. При этом в зависимости от активности восстановителя и концентрации раствора кислоты могут выделяться NO2 (бурый газ), NO (бесцветный газ, окисляющийся кислородом воздуха до NO2), N2, NH3 (бесцветный газ с резким запахом). Выполнение опыта. В две пробирки поместить по кусочку меди и добавить в одну пробирку 5 – 8 капель 2н раствора азотной кислоты, в другую – столько же концентрированной азотной кислоты. Осторожно подогреть пробирки. Отметить выделение газов, их окраску и изменение цвета раствора в обеих пробирках. Какой газ выделяется в каждой из пробирок? Написать уравнения соответствующих реакций и указать роль меди в окислительно–восстановительных реакциях.

Опыт 6. Влияние среды на протекание окислительно–восстановительных реакций.

В зависимости от среды может измениться характер протекания процесса между одними и теми же веществами. Известно, например, что перманганат–ион является сильным окислителем, но его окислительные свойства зависят от pH среды. Наибольшую окислительную активность перманганат- ион (MnO4– ) проявляет в кислой среде, восстанавливаясь до Mn2+. Меньшую – в нейтральной или слабощелочной средах, восстанавливаясь до Mn+4 (MnO2). Наименьшую – в сильнощелочной, восстанавливаясь до Mn+6 (MnO42–).

Выполнение опыта. В три пробирки внести по 3 – 4 капли раствора перманганата калия и добавить по 2 – 3 капли: в первую – 2 н. раствора серной кислоты, во вторую – воды, в третью – 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки внести по микрошпателю кристаллического сульфита натрия и перемешать растворы до полного растворения кристаллов. Через 1 – 2 мин. отметить обесцвечивание раствора в первой пробирке, выпадение бурого осадка во второй и быстро исчезающую зеленую окраску раствора в третьей.

Написать уравнения соответствующих реакций восстановления перманганата калия. При этом необходимо учесть, что перманганат - ион (MnO4–) в кислой среде переходит в Mn2+, в нейтральной – в MnO2, а в щелочной – в MnO42–. Сульфит-ион окисляется до сульфат-иона.

Типы ОВР

─ Реакции межмолекулярного окисления–восстановления (окислитель и восстановитель – различные вещества):

─ Реакции внутримолекулярного окисления–восстановления:

(Атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле.)

─ Реакции самоокисления–самовосстановления или диспропорциони­ро­ва­ния (один и тот же элемент и понижает, и повышает свою степень окисления – сам себя окисляет и сам себя восстанавливает):

2K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

Опыт 8. Каталитическое диспропорционирование пероксида водорода.

Пероксид водорода при нормальных условиях медленно разлагается (диспропорционирует) на свободный кислород и воду.

2H2O2 = O2 + 2H2O

Реакция замедляется при отсутствии освещения (в темноте) и ускоряется в присутствии диоксида марганца (MnO2).

Выполнение опыта. В пробирку внести 3 - 5 капель 10%-ного раствора пероксида водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается. К раствору пероксида водорода добавить несколько крупинок диоксида марганца. Отметить выделение пузырьков газа. Поднести к отверстию пробирки тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?

Сделать вывод о влиянии катализатора на скорость реакции.

Опыт 9. Реакция внутримолекулярного окисления–восстановления

перманганата калия.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 1 – 2 микрошпателя перманганата калия и осторожно нагреть на небольшом пламени горелки. К отверстию пробирки поднести заранее приготовленную тлеющую лучинку. Какой газ выделится? После прекращения выделения газа дать пробирке остыть, и затем ее содержимое растворить в 6 – 8 каплях воды, перемешивая стеклянной палочкой. Отметить зеленую окраску полученного раствора манганата. Дать раствору постоять 3 – 5 минут. Отметить помутнение раствора, сопровождающееся образованием осадка бурого цвета (MnO2) и раствора розовой окраски.

Написать уравнения соответствующих реакций разложения перманганата калия на манганат калия и кислород, а также диспропорционирования манганата калия (K2MnO4) с образованием MnO2 и KMnO4. Добавлением раствора серной кислоты процесс разложения манганата калия можно ускорить. Почему?

Опыт 10. Реакция диспропорционирования иода в щелочной среде. Выполнение опыта. В пробирку поместить 1 – 2 кристаллика йода, 3 – 5 капель раствора едкого натра и нагреть. Отметить обесцвечивание раствора. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в щелочной среде является иодат натрия NaIO3. К охлажденному раствору прибавить по каплям разбавленный раствор серной кислоты для создания слабокислой среды. Что происходит? Можно ли обратный процесс назвать диспропорциони­рованием?

Опыт 10. Реакция межмолекулярного окисления восстановления между иодидом и иодатом калия.

Выполнение опыта. В пробирку поместить 2-3 капли раствора иодида калия KI, добавить столько же раствора серной кислоты и 3-4 капли раствора иодата калия KIO3. Отметить появление красно-бурого окрашивания раствора, обусловленное выделением свободного йода. К раствору добавить 2-3 капли бензола. Наблюдать экстрагирование йода бензолом и интенсивное окрашивание бензольного кольца.

Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления I– и восстановления IO3– является свободный йод I2 .

Контрольные задания

Задание 1. Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата калия KMnO4. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата калия и сульфита натрия, доказать окислительные свойства перманганата калия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 2. Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата калия KMnO4. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата и нитрита калия, определить, в какой из пробирок находится нитрат калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 3. Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата калия KMnO4. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата калия и иодида калия, доказать окислительные свойства перманганата калия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 4. Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата калия KMnO4. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата калия и сульфида натрия, определить, в какой из пробирок находится нитрат калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 5. Получить у преподавателя пробирку с раствором бихромата калия K2Cr2O7. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата калия и сульфита натрия, доказать окислительные свойства бихромата калия K2Cr2O7. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 6. Получить у преподавателя пробирку с раствором бихромата калия K2Cr2O7. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, нитрата и нитрита калия, определить, в какой из пробирок находится нитрит калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 7. Получить у преподавателя пробирку с раствором иодида калия KI. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, бихромата калия K2Cr2O7 и сульфида натрия, доказать восстановительные свойства иодида калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 8. Получить у преподавателя пробирку с растворами сульфата и сульфита калия. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, и перманганата калия KMnO4 калия, определить, в какой из пробирок находится сульфит калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 9. Получить у преподавателя пробирки с растворами иодида KI и нитрата калия KNO3 . Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты и бихромата калия K2Cr2O7, определить, в какой из пробирок находится иодид калия. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 10. Получить у преподавателя пробирку с раствором перманганата калия KMnO4. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, сульфата и сульфида натрия, доказать окислительные свойства перманганата калия. Написать соответствующие уравнения реакций.

Задание 11. Получить у преподавателя пробирку с раствором пероксида водорода Н2O2. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты, перманганата и иодида калия, определить, какую роль играет пероксид водорода в каждой из реакций. Написать соответствующее уравнение реакции.

Задание 12. Получить у преподавателя пробирку с растворами пероксида водорода Н2O2 и иодида калия. Имея в своем распоряжении растворы серной кислоты и перманганата калия KMnO4 определить, в какой из пробирок находится пероксид водорода. Написать соответствующие уравнения реакции.

ПРИ СДАЧЕ ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ОТВЕТИТЬ НА СЛЕДУЮЩИЕ ВОПРОСЫ.

1. Какие реакции называются окислительно–восстановительными (ОВР)?

2. Определите степень окисления хрома в следующих соединениях:

Cr2O3; K2CrO4; Na2Cr2O7; Cr2(SO4); Na3[Cr(OH)6]; (NH4)2Cr2O7.

3. В каких из приведенных процессов происходит окисление, а в каких – восстановление азота, как при этом изменяется его степень окисления:

NO3– ® NO; NO2– ® NO3–; NH4+ ® N2

4. Какие из следующих реакций относятся к ОВР:

а) NH4Cl = NH3 + HCl	б) 4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
в) NH4NO3 = N2O + 2H2O	г) 3Ge + 4HNO3 = 3GeO2 + 4NO + 2H2O
д) H2 + Br2 = 2NBr	е) H3BO3 + 4NF = H[BF4] + 3H2O
ж)SiCl4 + 2H2O = SiO2 + 4HCl	з) K3PO4 + 2H2O = KH2PO4 + 2KOH
и) GeO2 + H2O = H2GeO3	к) (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

5. Какие из следующих ионов могут выполнять функции восстановителей, а какие – окислителей:

Sn2+; I–; WO42–; ClO3–; NO3–; Au3+; S2–; FeO42–; Fe2+ ?

6. Какие из перечисленных веществ и за счет каких элементов проявляют окислительно–восстановительную двойственность: HI; Na2SO3; Mg; K2MnO4; PH3; CO; K2Cr2O7 ?

7. Расположите ионы Se2–, Te2–, S2– в порядке возрастания их восстановительной активности.

8. Расположите атомы Se, Te, S в порядке возрастания их окислительной активности. Какую роль могут выполнять неметаллы в ОВР?

9. К какому типу относятся следующие ОВР:

а) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

б) 2H2O2 = 2H2O + O2

в) 3S + 6KOH = K2SO3 + K2S + 3H2O

г) 4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

д) 2K4[Fe(CN)6] + Br2 = 2KBr + 2K3[Fe(CN)6]

е) (NH4)2Cr2O7  N2 + Cr2O3 + 4H2O?

10. Какие факторы влияют на протекание ОВР?

11. Какую роль выполняют металлы в ОВР?

12. Используя ионно–электронный метод, закончите следующие ОВР, применяемые для травления металлических пленок, полупроводников и т. п.:

а) Cu + CrO3 + H2SO4 ® Cu2+ + Cr3+

б) Ag + H2O2 + NH4OH ® [Ag(NH3)2]+

в) Ti + HF + HNO3 ® [TiF6]2– +NO

г) Au + KBr + Br2 ® [AuBr4]–

д) Cr + KMnO4 + KOH ® [Cr(OH)6]3– + MnO42–

е) Si + HF + HNO3 ® [SiF6]2– +NO

ж) Cr2O3 + KOH + KClO3 ® CrO42– + Cl–

з) Nb + HNO3 + NH4F ® [NbF7]2– + NO

и) PbS + H2O2 ® PbSO4

к) Mo + K3[Fe(CN)6] + KOH ® MoO42– + [Fe(CN)6]4–

л) Al + H2O2 + HCl ® Al3+

м) Ag + CrO3 + H2SO4 ® Ag++ Cr3+

н) As2S3 + HNO3 + H2O ® H3AsO4 +H2SO4 + NO.

РАБОТА № 9 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Химические источники тока.

Опыт 1. Изготовление гальванического элемента и расчет его ЭДС.

Гальванические элементы – это химические источники тока. Они состоят из двух электродов первого рода (металлов, опущенных в растворы собственных солей), соединенных во внешней и внутренней цепях. Рассмотрим элемент, состоящий из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Схема рассматриваемого гальванического элемента :

(–) Zn|Zn(NO3)2(0,1M)||Pb(NO3)2(0,02M)|Pb (+)

анод катод

Поскольку цинк стоит левее в ряду напряжений и является более активным металлом, он окисляется

Zn – 2e = Zn2+, т. е. этот электрод он является анодом.

На свинцовом электроде (j Pb > j Zn) происходит восстановление ионов Pb2+ + 2e = Pb, т. е. он служит катодом. За счет протекания окислительно-восстановительной реакции возникает электрический ток. Если во внешнюю цепь включить вольтметр, то он покажет определенную разность потенциалов.

ЭДС гальванического элемента рассчитывается как разность электродных потенциалов катода и анода:

Εг. э. = j катода – j анода

Чтобы определить ЭДС гальванического элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода. Для этого в табл. П3.7 находим значения стандартных электродных потенциалов систем: φ0Zn2+/Zn = – 0,76 B и φ0Pb2+/Pb = –0,13 В, затем рассчитываем значения j по уравнению Нернста:

Находим ЭДС элемента:

Выполнение опыта. Собрать гальванический элемент в соответствии со схемой

Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu

Для этого налить в два стаканчика (рис.) 1М растворы солей: в один сульфата цинка, в другой – сульфата меди, опустить пластинки Zn в ZnSO4 и Cu в CuSO4.

Растворы соединить электролитическим мостиком, наполненным раствором NaCl в агар-агаре. Обе пластины соединить тонким проводником с гальванометром. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра.

Записать схемы протекающих процессов, данные гальванометра и нарисовать гальванический элемент. Что произойдет, если убрать электролитический мостик? Объяснить происходящие явления.

Рассчитать ЭДС гальванических элементов:

1) Zn | 1M ZnSO4 || 0,01M АgNO3 | Ag;

2) Zn | 0,1M ZnSO4 || 1M CuSO4 | Cu;

3) Zn | 1M ZnSO4 || 0,01M ZnSO4 | Zn.

Рис 8. Гальванический элемент:

1 – стаканчики с растворами ZnSO4 и CuSO4;

2 – подставка под прибор;

3 – гальванический (электролитический) мостик;

4 – гальванометр.

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.

Если в месте контакта двух металлов появляется электролит, возникает гальваническая пара, являющаяся причиной коррозии. Рассмотрим коррозию оцинкованного железа в кислой среде. Схема возникающей пары: Fe / HCl /Zn .Цинк, как более активный металл, окисляется и является анодом, а железо – катодом. Следовательно, тип покрытия – анодное. Происходящие процессы на аноде: Zn – 2e = Zn2+

на железном катоде: 2H++2e = H2

Если покрытие выполнено из менее активного металла – покрытие катодное и при его нарушении происходит разрушение покрываемого металла. Рассмотрим коррозию в нейтральной среде никеля в контакте с серебром. Возникает гальваническая пара Ni / H2O /Ag. Никель, как более активный металл окисляется Ni – 2e = Ni 2+ и является анодом. На серебряном катоде происходит процесс восстановления воды с выделением водорода: 2Н2О + 2e = Н2 + 2ОН– .

Суммарный процесс: Ni + 2 Н2О = Ni(ОН)2 + Н2 ↑

Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на течение химических процессов.

Выполнение опыта. В три пробирки поместить по кусочку цинка и добавить по 5 – 6 капель 2 н. раствора серной кислоты. Наблюдать медленное выделение водорода на поверхности цинка.

Первую пробирку оставить в качестве контрольной. Во вторую пробирку внести 2 – 3 капли 2 н. раствора CuSO4. Как изменилось течение процесса? Учесть, что в процессе химической реакции на поверхности цинка осаждается медь. В третью пробирку внести медную проволоку и привести в контакт с кусочком цинка. Как изменилось течение процесса? Где выделяется водород? Объяснить, почему возросла скорость выделения водорода во второй и третьей пробирках по сравнению с первой? Написать схемы происходящих электродных процессов и схемы гальванических пар.

Опыт 3. Коррозия оцинкованного и луженого железа.

В случае контакта с менее активным металлом железо может выступать в качестве анода и при нарушении покрытия окисляться, посылая в раствор ионы Fe2+ (Fe -2ē = Fe2+). В случае же контакта с более активным металлом железо может выступать в качестве катода и при нарушении покрытия на нем будет восстанавливаться водород из Н+ (в кислых средах) 2Н+ + 2ē = Н2 или из воды (в нейтральной среде) ) 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН - . Таким образом, в тех случаях, когда железо выступает в роли анода в растворе можно обнаружить присутствие ионов Fe2+. Реактивом на ион Fe2+ является раствор гексациано-III-феррата калия K3[Fe(CN)6], образующий с ионами Fe2+ осадок комплексного соединения Fe 3[Fe(CN)6]2 синего цвета:

3 Fe2+ + 2 [Fe(CN)6]3– = Fe3[Fe(CN)6]2.

Выполнение опыта. В две пробирки налить на 1/3 их объема дистиллированную воду и добавить по 2 – 3 капли растворов 2 н. серной кислоты и гексациано-III-феррата калия K3[Fe(CN)6] (реактив на ионы Fe2+). В одну пробирку опустить пластину оцинкованного железа, в другую – луженого (покрытого оловом) железа. В какой пробирке наблюдается появление синей окраски раствора, указывающее на присутствие ионов Fe2+? Почему в другой пробирке отсутствует этот эффект?

Написать схемы образующихся гальванических пар и схемы протекающих электродных процессов в обоих случаях. Указать типы покрытий.

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ

Электролиз – это процесс, в котором химические реакции происходят под действием электрического тока. Для того чтобы осуществить этот процесс, необходим электролит, т. е. среда, проводящая электрический ток. Электролитами являются растворы солей, кислот и оснований, а также расплавы солей, щелочей (проводники второго рода).

Электролиз проводят в устройствах, которые называют электролизерами (электролитической ячейкой, или электролитической ванной). В электролит помещают два электрода, соединенных металлическими проводниками с полюсами внешнего источника тока. Электрод, соединенный с положительным полюсом источника тока, называется анодом, с отрицательным – катодом. У катода положительные ионы, принимая электроны от внешнего источника тока, восстанавливаются, например, Мg2+ + 2ē = Мg0. На аноде анионы отдают свои электроны, т. е. окисляются, например: 2С1– – 2ē = С12. Такие процессы протекают при электролизе расплава МgС12.

При электролизе водных растворов на катоде могут происходить следующие процессы восстановления:

1) катионов металлов: Сu2+ + 2ē ® Сu0, Fе3+ + 1ē ® Fе2+;

2) ионов водорода:

а) в кислых растворах: 2Н+ + 2ē® Н2;

б) в нейтральных растворах: 2Н2О + 2ē ® Н2 + 2ОН–.

Очередность протекания определяется величиной электродного потенциала. В первую очередь протекают процессы с максимальным потенциалом (см. таблицу электродных потенциалов). Потенциал водородного электрода в соответствии с уравнением Нернста равен j 2H+/ H2 = – 0,059 . рН. Следовательно, разряд водорода на катоде из воды (при рН = 7) должен происходить при потенциале j = (–0,059) . 7 = –0,413 В. В связи с этим если раствор содержит несколько различных положительных ионов, то при постепенном увеличении ЭДС на катоде в первую очередь будет выделяться металл с самым высоким положительным потенциалом. Например, если электролизу подвергают раствор, содержащий ионы Аg+ (j0 = +0,80 В) и Сu2+ (j0 = +0,34 В), то на катоде сначала выделяется серебро и лишь после того, как ионы Аg+ практически полностью исчезнут из раствора, катодный потенциал возрастет, и начинает выделяться медь.

При электролизе растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжений левее Al, на катоде выделяется Н2 из воды: 2Н2О + 2ē ® Н2 + 2ОН–; при электролизе растворов солей металлов, стоящих между Al и Н, происходит совместное выделение Н2 и металла. Металлы, стоящие правее H, легко восстанавливаются из водных растворов:

Cs+…Na+…Al3+	Mn2+…Zn2+…Ni2+…Sn2+… H+	Cu2+…Ag+…Au3+
Выделяется Н2	Выделяется Н2 и Ме	Выделяется Ме

При электролизе водных растворов на аноде возможны следующие процессы окисления:

1)  анионов кислотных остатков:

2С1– – 2ē ® С12, 2SO42– – 2ē ® S2O82–;

2) молекул воды (в нейтральном растворе):

2Н2О – 4ē ® O2 + 4Н+;

3) гидроксильных ионов ОН– (в щелочном растворе):

4OН– – 4ē ® O2 + 2Н2О;

4)  металла (активный анод):

Аg0 – 1ē ® Аg+(растворение),или 2Аl + 3Н2О – 6ē ®А12O3 + 6Н+ (пассивация)

Очередность протекания анодных процессов определяется величиной электродного потенциала. В первую очередь протекают процессы с минимальным потенциалом (см. таблицу электродных потенциалов). Потенциал выделения кислорода на аноде из воды составляет 0,82 В.

В связи с этим если раствор содержит несколько различных анионов, то при постепенном увеличении ЭДС на катоде в первую очередь будет разряжаться ион с самым низким потенциалом. Например, если электролизу подвергают раствор, содержащий ионы I– (j 0 = +0,54 В) и Br– (j 0 = +1,07 В), то на аноде сначала выделяется йод, и лишь после того, как все ионы I– практически полностью исчезнут из раствора, начинает выделяться бром.

На аноде из водных растворов окисляются в первую очередь анионы бескислородных кислот в порядке возрастания их потенциалов (Se2–, S2–, I–, Br–, Cl– и т. п.), затем вода (при рН £ 7) или ОН– (при рН > 7) с выделением кислорода. Кислородсодержащие анионы NO3–, PO43–, SO42–, ClO4– и др. (остатки высших кислородсодержащих кислот) и F– разряжаются только из расплавов.

При электролизе с активным анодом, если потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал разряда ионов ОН– или других ионов, присутствующих в растворе, происходит растворение анода.

Опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия.

Выполнение опыта. U-образную трубку электролизера (рис. ), закрепленную на штативе заполнить 2 н. раствором Na2SO4, добавить в оба отверстия электролизера по 3 – 4 капли нейтрального раствора лакмуса, опустить чистые графитовые электроды и подключить их через выпрямитель к сети. Установить напряжение 5 – 15В. Электрический ток пропускать в течение 5 – 6 мин. Наблюдать выделение газов и изменение окраски индикатора в катодном и анодном пространствах.

Очевидно, что при электролизе водного раствора соли, например Na2SO4, на катоде разряжаются не ионы Na+ , а ионы водорода образуя молекулы Н2 поскольку потенциал системы Na+ + ē = Na составляет  –2,7 В, а потенциал системы H+ + ē = H в нейтральной среде составляет  –0,41 В. На аноде происходит выделение кислорода (j 0 = 0,82 В). Потенциал разряда иона SO42– (j 0 = +2,01 В) имеет большое положительное значение, поэтому сульфат-ионы из водных растворов не разряжаются. Процесс сводится, таким образом, к электролизу воды; ионы Na+ и SO42- наряду с остальными ионами раствора принимают участие только в переносе электрического тока в растворе. Количество Na2SO4 при электролизе остается неизменным.

Составить уравнения катодного и анодного процессов. Нарисовать установку для электролиза растворов.

Рис. 9. Установка для электролиза растворов:

1 – электролизер;

2 – графитовые электроды;

3 – штатив;

4 – источник тока или выпрямитель.

Опыт 5. Электролиз раствора иодида калия.

Выполнение опыта. Заполнить электролизер 2 н. раствором KI, вставить графитовые электроды и через выпрямитель подключить их к сети. Пропускать электрический ток при напряжении 5 – 15 В в течение нескольких минут. Отметить изменения на электродах. Затем отключить электроды и добавить в катодное пространство 2 – 3 капли фенолфталеина, а в анодное пространство около 1 мл крахмального клейстера. Подключить электроды к сети и еще несколько минут пропускать электрический ток. Отметить изменения. Объяснить появление малиновой окраски раствора в катодном и синей – в анодном пространствах.