Химический практикум (стр. 11 )

3.  Экспериментальная часть

3.1.  Получение комплексного соединения серебра с аммиаком

В микропробирку ввести пипеткой 2–3 капли раствора нитрата серебра AqNO3 и добавить 2–3 капли раствора хлорида натрия NаСl. К полученному осадку добавить по каплям 25% раствора аммиака NН4OH до полного растворения осадка.

Запись данных опыта. Написать уравнение образования хлорида серебра, комплексного соединения и уравнение диссоциации комплексного соединения. К. ч. серебра 2

3.2.  Получение комплексного соединения висмута

В пробирку к 3–4 каплям нитрата висмута Bi(NO3)3 прибавить по каплям 0,5 н раствора иодида калия KI до выпадения темно-бурого осадка иодита висмута. Добавьте еще несколько капель раствора иодида калия. Что наблюдается?

Запись данных опыта: Составьте молекулярные уравнения и ионные уравнения образования иодида висмута, взаимодействия иодида висмута с избытков иодида калия и реакции диссоциации комплексного соединения. Объясните окраску полученного раствора. Укажите ион-комплексообразователь. К. ч. висмута 4.

3.3.  Поведение комплексных соединений в реакциях обмена

а) В пробирку к 4–5 каплям раствора сульфата железа (II) добавить столько же капель раствора гексацианоферрата (III) калия К3 [Fe(CN)6].

б) В пробирку к 4–5 каплям раствора хлорида железа (III) добавить столько же капель раствора гексацианоферрата (II) калия К4 [Fe(CN)6].

Запись опыта. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции обмена. Отметить цвет образующихся осадков. Эти реакции являются характерными для ионов Fe2+, Fe3+. Какова особенность поведения комплексных соединений в обменных реакциях?

3.4.  Диссоциация двойных и комплексных солей

В три пробирки внести по 4–5 капель железоаммониевых квасцов NH4Fe(SO4)2, в четвертую пробирку 4–5 капель раствора гексацианоферрата (III) калия К3 [Fe(CN)6].

В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора роданида аммония NH4SCN. На наличие, какого иона указывает появление красно-бурой окраски?

Во вторую пробирку внести 4–5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH и пробирку поместить в водяную баню. На наличии каких ионов указывает запах аммиака и появление бурого осадка?

В третью пробирку добавить 2–3 капли раствора хлорида бария ВаСl2. На присутствии какого иона указывает образование белого осадка?

В четвертую пробирку прибавить 2–3 капли роданида аммония NH4SCN.

Обнаруживается ли ион Fe3+ в растворе соли?

Сравнить с результатом опыта в 1 –ой пробирке.

Запись данных опыта. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций, происходящих во всех пробирках. Ответить на вопросы, поставленные по ходу опыта. Написать уравнения диссоциации двойной соли NH4Fe(SO4)2 и комплексной соли К3 [Fe(CN)6].

4.  Задачи для самопроверки

1.  Укажите: координационное число, (к. ч.), величину и знак заряда комплексообразования, заряд комплексного иона, лиганды в следующих комплексных соединениях:

Вариант	Комплексные соединения
1	K2[HgI4], [Co(NH3)5H2O]Cl3, K4[Fe(CN)6]
2	K2[PtCl6], [Cr(H2O)4Cl2] NO3, K3[Co(NO3)6]
3	K[AuCl4], Na3[Fe(CN)6], K2[Hg(SCN)4]
4	Na3[Ag(S2O3)2], [Ag(NH3)2]SO4, [Cu(NH3)4]SO4
5	[Cr(H2O)6]Cl3, [Zn(NH3)4]SO4, Na3[AlF6]
6	H[BF4], [Ni(NH3)6]SO4, [Fe(CO)5]0
7	[Ag(NH3)2]OH, H[AgCl4], [Pt(NH3)2Cl2]0
8	[Ni(NH3)6](OH)2, [Cr(H2O)3Cl3]NO3, Na3[ZrF7]
9	[Co(H2O)6]SO4, [Cu(NH3)4](OH)2, K[Cr(H2O)2Cl4]
10	[Pt(NH3)6]Cl, [Co(NH3)4(NO2)2]NO3, [Cr(H2O)4Cl2]NO3

2.  Составьте в молекулярной и ионной форме уравнения реакций получения следующих комплексных соединений:

Вариант	Комплексные соединения
1	K2[HgI4], Na2[Sn(OH)4], H2[PtCl6]
2	[Ag(NH3)2]NO3, [Cu(NH3)4]SO4, H[AuCl4]
3	[Cr(H2O)6 ]Cl2, K3[Co(NO2)6], Na[Al(OH)4]
4	K[Ag(CN)2], [Ni(NH3)6](OH)2, Na[Al(OH)4]
5	[Cd(NH3)4]SO4, K2[Ni(CN)4], [Ag(NH3)2]NO2

3.  Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения обменных реакций, происходящих между приведенными ниже соединениями, имея в виду, что образующиеся комплексные соли нерастворимы в воде.

Вариант	Соединения
1	K4[Fe(CN)6] и CuSO4
2	Na3[Co(CN)6 и FeSO4
3	K4[Fe(CN)6] и AgNO3
4	Na4[Co(CN)6] и FeSO4
5	K3[Fe(CN)6] и AgNO3
6	Na2[PtCl6] и AgNO3
7	K[Ag(CN)2] и CuSO4
8	K4[Fe(CN)6] и ZnSO4
9	K3[Fe(CN)6] и FeSO4
10	K3[Cu(CN)4] и Hg(NO3)2

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9

Электрохимические процессы

1.  Цель работы: изучить сущность электрохимических процессов на примере работы гальванического элемента и коррозионных гальванопар.

2.  Основы теории

Электродный потенциал.

При погружении металла в раствор соли или воду у его поверхности, образуется двойной электрический слой, разность потенциалов в котором, называется электродным потенциалом металла.

Электродные потенциалы металлов определяют по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Стандартные электродные потенциалы металлов, расположенные в порядке их возрастания, называют рядом напряжений металлов.

Каждый металл, включая водород, способен вытеснять все последующие за ним металлы из растворов их солей.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот, анионы которых не обладают окислительными свойствами.

Гальванический элемент.

Гальванический элемент – это прибор, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую (электрический ток).

Гальванический элемент представляет собой систему, состоящую из двух электродов, соединенных между собой проводником электрического тока и погруженных в растворы электролитов, соединенных, в свою очередь, между собой посредством электролитного мостика (рис.9.1).

Рис. 9.1. Схема медно-цинкового

гальванического элемент

Электрическая энергия получается в системе за счет проведения реакций окисления на одном электроде и восстановления – на другом.

Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом. Анодом гальванического элемента всегда является более активный металл.

Электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется катодом.

Для приведенного на рис. 9.1 гальванического элемента будет справедлива следующая схема реакций:

на аноде: Zn0 – 2ē ® Zn2+ процесс окисления

на катоде: Cu2+ + 2ē ® Cu0 процесс восстановления

Суммарная токообразующая реакция после сложения процессов окисления и восстановления будет иметь вид:

Zn0+Cu2+ = Zn2+ + Cu0 ионная форма

Zn+CuSO4 = ZnSO4+Cu молекулярная форма

Электроны от анода по проводнику будут перемещаться к катоду, а ионы SO42– из сосуда, где находится катод, будут по электролитическому мостику перемещаться в сосуд, где находится анод. Схема такого гальванического элемента выглядит следующим образом:

(–) Zn│ZnSO4 ││ CuSO4│Cu (+)

Итак, в гальваническом элементе один электрод – анод окисляется (растворяется), а на другом электроде – на катоде происходит восстановление того окислителя, который находится в растворе, в данном случае, ионов Cu2+.

ЭДС гальванического элемента равна разности между электродными потенциалами катода и анода:

E = j к – jа

ЭДС всегда является положительной величиной.

Потенциалы электродов подсчитывают по формуле Нернста:

где j 0 – стандартный электродный потенциал данного металла, n – число отданных или принятых электронов, С – молярная концентрация ионов металла, моль/л.

Коррозия металлов

Коррозией металлов называют процесс самопроизвольного разрушения металлов под действием окружающей среды. По механизму коррозию разделяют на химическую и электрохимическую.

Электрохимическая коррозия металлов – это самопроизвольное разрушение металлов в токопроводящей среде (влажная атмосфера влажная почва пары электролитов). Этот процесс сопровождается появлением электрического тока.

В основе электрохимической коррозии металлов лежит принцип действия непрерывно работающего гальванического элемента.

При электрохимической коррозии металлов процессы окисления и восстановления протекают на разных участках металла – анодном и катодном. Более активный металл является анодом и растворяется, а катодный процесс зависит от pH среды. В кислой среде на катодном участке происходит водородная деполяризация:

2H+ + 2ē ® H2

В нейтральной среде в присутствии кислорода происходит кислородная деполяризация:

O2 + 2H2O + 4ē ® 4OH–

Разберем коррозию технического цинка в кислой среде. Технический цинк содержит примеси менее активных металлов, например, железа. При контакте железа с цинком в кислой среде, например, в HCl, возникает гальванический элемент, анодом которого будет цинк. Схема такого элемента: