Определение молярной массы эквивалентов

Министерство образования и науки РФ
Федеральное агентство по образованию
Иркутский государственный технический университет
ХИМИЯ
Методические указания
к выполнению лабораторных работ
Иркутск 2005
Химия. Методические указания к выполнению лабораторных работ.
Составили: З.Н. Топшиноева, В.П. Зуева, А.Н. Волков, О.В. Лебедева. –
Иркутск: 2005. - 32 с., ил.
Практикум по химии предназначен для студентов 1 курса, обучающихся
по техническим направлениям и специальностям. Включает описание девяти
лабораторных работ. Каждой лабораторной работе предшествует краткое теоретическое введение.
Библиогр. 5 назв. Рис. 1. Табл. 4.
Рецензент доцент кафедры химии Г.М. Белозерова
2
Лабораторная работа 1
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ЦИНКА
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая
может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотноосновных реакциях (или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях). Единицей количества эквивалентов является моль. Моль эквивалентов
– это количество вещества, содержащего 6,02
1023 эквивалентов. Масса моль эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (М Э) и выражается в
г/моль.
Для расчета молярной массы эквивалента можно использовать формулы:
1) для элемента
МЭ 
МА
,
В
где МА – молярная масса атомов данного элемента; В - валентность атома
2) для сложного вещества
МЭ 
М
,
В n
где М – молярная масса данного элемента; В - валентность функциональной
группы; n – число функциональных групп в молекуле.
Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – гидроксид-ион, для солей – ион металла. Например,
М Э ( Al ) 
M А 27

 9г / моль,
B
3
M Э ( H 2 SO 4 ) 
M
98

 49 г / моль ,
M
40
B n 12
М Э ( NaOH ) 

 40 г / моль,
B n 1 1
М Э ( Al 2 ( SO4 ) 3 ) 
3
M
342

 57 г / моль.
B n 3 2
Эквивалент вещества можно рассчитать по формуле:
Э 
MЭ
.
М
Например,
Э ( Al ) 
МЭ
9
1

 ,
МА
27 3
Э( H 2 SO4 ) 
M Э 49 1

 ,
M
98 2
M Э 40

 1,
М
40
M
57
1
Э ( AL2 ( SO4 ) 3 )  Э 
 .
М
342 6
Э ( NaOH ) 
Эквивалент может быть равен единице или быть меньше единицы.
Используя
определение
молярной
массы
эквивалента,
можно
сформулировать закон эквивалентов: массы участвующих в реакции веществ
пропорциональны молярным массам их эквивалентов.
M Э (1)
m(1)

.
m(2) М Э (2)
Выполнение работы
Один из методов определения молярной массы эквивалентов металла
основан на реакции растворения металла в избытке кислоты и измерении
объема выделившегося водорода. По объему водорода вычисляют его массу, а
затем молярную массу эквивалентов металла.
Определение молярной массы эквивалентов металла производится в приборе, изображенном на рисунке. Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до
4
дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная - со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В.
Работу следует выполнять в следующем порядке. Наполните водой двугорлую склянку. В колбу налейте 10-15 мл соляной кислоты. Закрепите колбу в
горизонтальном положении. Получите у преподавателя навеску цинка и поместите ее в сухое горло колбы. Закройте колбу резиновой пробкой и проверьте
герметичность прибора. Для этого откройте зажим Д и вдуйте воздух в прибор
через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет
равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закройте зажим Д. Если
вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылейте и
поставьте его под трубку Г.
Наклоните колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и откройте
зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, дайте
прибору остыть, не закрывая зажима. Осторожно выньте из приемника трубку
Г (следите, чтобы из нее не вылилась вода), измерьте мерным цилиндром объем
воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при вза-
5
имодействии металла с кислотой. Запишите показания барометра и термометра.
Исходные данные и результаты расчетов занесите в табл. 1.
Таблица 1
Данные опыта и результаты расчетов
Молярная масса эквива-
Условия опыта
Масса
Объем вы-
Масса
цинка
деливше-
Темпе-
давление
давление
водо-
лентов цинка
практитеорети-
m(Zn),
гося водо-
ратура
атмосф.
водяного
рода
ческая
ческая
г.
рода V , л
Т, К
Р1, кПа
пара
m (H2),
Р2, кПа
МЭ,пр.(Zn),
МЭ,т. (Zn),
г.
г/моль
г/моль
Вычисления
1. Вычислите массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева-Клапейрона:
PV 
m
RT ,
M
где P - парциальное давление водорода; V - объем выделившегося водорода; m
- масса водорода; M - молярная масса водорода; Т - температура опыта; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К.
В нашем опыте водород собирается над водой и потому содержит водяной пар. Общее давление газа в приборе равно атмосферному, а складывается
оно из парциальных давлений водорода и водяного пара. Для вычисления парциального давления водорода нужно из величины атмосферного давления вычесть величину давления насыщенного водяного пара при температуре опыта
(табл.2). Р = Р1 - Р2.
2. Зная массу металла и массу водорода, по закону эквивалентов рассчитайте молярную массу эквивалентов цинка Мэ,пр. (Zn).
3 Рассчитайте теоретическую молярную массу эквивалентов цинка М э,т.
(Zn).
4. Вычислите относительную ошибку опыта Е:
6
E=
(Mэ,т. - Mэ,пр.)/Mэ,т.)∙ 100 %.
Таблица 2
Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
Температура
Т, К
288
289
290
291
Давление
водяного
пара, кПа
1,693
1,817
1,933
2,062
Давление
Температура
водяного
Т, К
Температура
пара, кПа
2,186
2,337
2,479
2,642
292
293
294
295
Т, К
296
297
298
299
Давление водяного пара,
кПа
2,799
2,982
3,166
3,360
Лабораторная работа 2
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Скоростью реакции называется изменение концентрации какого-либо из
веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее
за единицу времени.
Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость
химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. В общем случае для реакции
nA + mB = pАВ
зависимость скорости реакции выражается уравнением:
V = k CАn
CВm
где CА и CВ - концентрации реагирующих веществ; k - константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом
Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза:
t 2  t1
V2  V1 
7
10
,
где V2 и V1 - скорости реакций при температурах t2 и t1; γ - температурный
коэффициент скорости реакции.
Выполнение работы
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и
температуры удобно исследовать на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑+ S↓ + H2O
Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения
серы. Время, которое проходит от начала реакции до заметного появления
мути, позволяет судить об относительной скорости реакции.
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
С помощью бюреток заготовьте три раствора тиосульфата различной
концентрации. С этой целью отмерьте в первую пробирку 6 мл раствора
тиосульфата натрия, во вторую - 4 мл того же раствора и 2 мл воды, в третью 2 мл того же раствора и 4 мл воды. В три другие пробирки отмерьте по 3 мл
раствора серной кислоты. Быстро прилейте кислоту в первую пробирку и
встряхните ее несколько раз. Отмерьте время от начала реакции до помутнения
раствора. Также поступите с другими заготовленными растворами тиосульфата.
Рассчитайте относительную скорость реакции по соотношению V = 100/τ. Результаты опыта внесите в табл. 1.
Таблица 1
Объем, мл
№
Относительная
п/п
Na2S2O3
H2O
H2SO4
1
2
3
6
4
2
0
2
4
3
3
3
концентрация
Na2S2O3, %
100
66,7
33,3
Время
Относительная
τ, с
скорость V=100/τ
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
выразите графически, откладывая на оси абсцисс относительную концентра8
цию, а на оси ординат - относительную скорость реакции. Какой линией выражается найденная зависимость? Проходит ли она через начало координат и почему?
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Налейте в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки - по 3 мл раствора серной кислоты.
Первую пару пробирок (кислота-тиосульфат) и термометр поместите в
стакан с водой комнатной температуры. Через 3-5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, запишите показания термометра. Слейте
растворы в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Определите время от
начала реакции до появления заметной мути.
Для следующего определения в стакан подлейте горячей воды так, чтобы
температура стала на 10С выше. Поместите вторую пару пробирок и оставьте
их на 3-5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слейте содержимое пробирок и отметьте время. Повторите опыт с третьей парой пробирок, повысив
температуру еще на 10С. Данные опыта запишите в табл.2.
Таблица 2.
№
Температура t, С
Время t, с
Относительная ско-
п/п
1
2
3
рость V=100/τ
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции 
, разделив
V2 на V1 и V3 на V2. Найдите среднее значение 
.
Зависимость скорости реакции от температуры выразите графически, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат - относительную скорость. Проходит ли кривая через начало координат и почему? Сделайте вывод о
влиянии температуры на скорость химической реакции.
Лабораторная работа 3
9
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ЕГО СМЕЩЕНИЕ
Химическим равновесием называется такое состояние реагирующей
системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия
равновесия, при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе
вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей
и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из
одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия.
Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, которое ослабляет эффект
внешнего воздействия.
При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции.
При увеличении концентраций продуктов реакции и уменьшении концентраций
исходных веществ равновесие смещается в сторону обратной реакции. Например, в реакции
2СО + О2 ↔ 2СО2
увеличение концентраций СО, О2 или уменьшение концентрации СО 2 приводит
к смещению равновесия вправо. Увеличение концентрации СО 2 или уменьшение концентраций исходных веществ смещает равновесие влево.
Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении давления. При увеличении давления в системе равновесие смещается в
сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, то есть в сторону
понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с возрастанием числа молекул газов, то есть в сторону увеличения давления. Например, в реакции
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
10
в левой части уравнения четыре молекулы, в правой - две, поэтому при повышении давления равновесие смещается вправо, при понижении давления - влево.
При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении - в направлении экзотермической реакции.
Например, в равновесной системе
N2 + O2 ↔ 2NO; ∆Н0 = 180,5 кДж
повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции, а понижение температуры - в сторону обратной реакции.
Выполнение работы
Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ
на химическое равновесие
Для опыта удобно воспользоваться реакцией
FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl
Из веществ этой системы только роданид железа (III) окрашен в красный
цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации можно легко заметить по изменению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о
направлении смещения равновесия системы при изменении концентрации реагирующих веществ.
Смешайте в пробирке равные объемы разбавленных растворов хлорида
железа (III) и роданида калия. Полученный раствор разделите поровну в 4 пробирки. Оставьте одну пробирку для сравнения, а в трех других измените концентрации реагирующих веществ. Для этого добавьте в первую пробирку
несколько капель концентрированного раствора роданида калия, во вторую несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью кристаллического хлорида калия. Сравните окраску в трех пробирках с
контрольной и сделайте вывод о смещении химического равновесия в каждом
случае исходя из принципа Ле Шателье.
11
Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
Прибор, состоящий из двух шаров, заполнен смесью оксида азота (IV) и
его димером.
Чистый оксид азота (IV) существует при температуре выше 140°С. Ниже
этой температуры NO2 частично полимеризуется по уравнению:
ΔH0 = -23 кДж
2NO2 ↔ N2O4 ;
NO2 - газ бурого цвета, N2O4 - бесцветен. Изменение температуры позволяет судить о смещении равновесия в системе по изменению интенсивности окраски
газов.
Один шар прибора опустите в стакан с холодной, а второй - в стакан с горячей водой. Наблюдайте изменение интенсивности окраски газов в шарах. В
каком направлении происходит смещение равновесия в данной реакции при нагревании и охлаждении?
Объясните происходящие в приборе изменения исходя из принципа
Ле Шателье. Сделайте вывод о влиянии температуры на химическое равновесие.
Лабораторная работа 4
РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток,
называются электролитами. Распад молекул вещества на ионы называется
электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.
Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием
HCN ↔ H+ + CN-
ионов водорода:
Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием
NH4OH ↔ NH4+ + OH-
гидроксид-ионов:
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и
как основания, например:
2H+ + BeO22- ↔ Be(OH)2 ↔ Be2+ + 2OH-
12
Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Al(OH)3,
Ga(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и многие другие.
Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные
ионы, отличные от гидроксид-ионов:
BaCl2 = Ba2+ + 2ClNaHCO3 = Na+ + HCO3CuOHCl = CuOH+ + ClВсе электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются почти все
соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты, например
H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4.
Слабые электролиты в растворах диссоциируют лишь частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, например
уксусная кислота CH3COOH. Из важнейших неорганических соединений к ним
принадлежат H2O, HCN, H2SiO3, HNO2, NH4OH.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных
уравнений. В ионных уравнениях осадки, газы, слабые электролиты пишутся в
виде молекул. Хорошо растворимые сильные электролиты пишутся в виде
ионов.
Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.
1. AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3
- молекулярное уравнение
осадок
Ag+ + NO3- + K+ + Cl- = AgCl↓ + K+ + NO3Ag+ + Cl- = AgCl↓
- полное ионное уравнение
- сокращенное ионное уравнение
Сокращенное ионное уравнение выражает сущность протекающей реакции.
2. 2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl
13
+
газ
+
-
2H + 2Cl + 2Na + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl2H+ + S2- = H2S
3. 2KCN + H2SO4 = 2HCN + K2SO4
слабый электролит
2K+ + 2CN- + 2H+ + SO42- = 2HCN + 2K+ + SO42H+ + CN- = HCN
Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны
равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Так, равновесие в системе:
Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
смещено вправо, поскольку ионы OH- связываются в малодиссоциированные
молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.
Выполнение работы
Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора уксусной кислоты, в другую столько же раствора соляной кислоты. Возьмите два приблизительно одинаковых по величине кусочка мрамора и бросьте по одному в каждую пробирку.
Какой газ выделяется? В какой пробирке процесс идет более энергично? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. От концентрации каких
ионов зависит скорость выделения газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов больше? Сделайте вывод об относительной силе исследованных
кислот.
Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
Налейте в три пробирки по 1-2 мл хлорида железа (III), сульфата магния,
сульфата меди и прибавьте в каждую по такому же количеству щелочи. Наблюдайте образование осадков, отметьте цвет. Запишите молекулярные и ионные
уравнения реакций. Осадки сохраните до следующего опыта.
14
Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
К полученным в предыдущем опыте осадкам гидроксидов железа, магния
и меди прилейте раствор соляной кислоты до полного их растворения. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Объясните растворение осадков.
Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия, прилейте в нее
раствор соляной кислоты. Наблюдайте выделение газа. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции.
Опыт 5. Амфотерные электролиты
К 2-3 мл растворов солей хлорида цинка и сульфата хрома (III) добавьте
разбавленный раствор щелочи до выпадения осадков гидроксидов. В каждом
случае осадки разделите на две пробирки. В одну из пробирок прилейте раствор
соляной кислоты, а в другую - раствор щелочи до растворения осадков. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций для всех химических процессов. Запишите уравнения диссоциации полученных гидроксидов по типу кислот
и по типу оснований.
Лабораторная работа 5
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с
водой, которое приводит образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH среды.
Суть гидролиза заключается в следующем. При внесении в воду солей, в
состав которых входят ионы слабых кислот или слабых оснований, эти ионы
связываются с ионами H+ или OH- из воды с образованием слабого электролита,
в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды
H2O ↔ H+ + OH-. В растворе накапливаются ионы H+ или ОН-, сообщая полу-
15
ченному раствору кислую или щелочную реакцию. Следовательно, гидролизу
подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабого основания или
анионы слабой кислоты или те и другие одновременно. Соли, образованные
сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO3, Na2SO4 и т.п.) гидролизу
не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать
ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная
(pH = 7).
Можно выделить три типа гидролиза:
1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (KCN, Na2CO3,
Cs3PO4 и т.п.) В качестве примера рассмотрим гидролиз цианида калия KCN.
Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN. При
растворении в воде KCN полностью диссоциирует на ионы K+ и CN-. Катионы
K+ не могут связывать ионы ОH- воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же CN- связывают ионы H+ воды, в результате чего в растворе появляются
молекулы слабой кислоты HCN и гидроксид-ионы OH-. Сокращенное ионное
уравнение реакции гидролиза имеет вид
CN- + H2O ↔ HCN + OHДля написания уравнения реакции в полной ионной форме прибавим к
левой и правой частям уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия.
K+ + CN- + H2O ↔ HCN + K+ + OHМолекулярное уравнение легко получить из полной ионной формы, соединяя ионы в молекулы с учетом знаков заряда
KCN + H2O ↔ HCN + KOH
Далее при рассмотрении реакций гидролиза сохранен этот порядок записи уравнений: сокращенное ионное уравнение; полное ионное уравнение; молекулярное уравнение.
Если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, то гидролиз протекает ступенчато. Например, гидролиз Na2S (NaOH -
16
сильное основание, H2S - слабая двухосновная кислота) протекает в две ступени:
I ступень
S2- + H2O ↔ HS- + OH2Na+ + S2- + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OHNa2S + H2O ↔ NaHS + NaOH
II ступень HS- + H2O ↔ H2S + OHNa+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OHNaHS + H2O ↔ H2S + NaOH
При комнатной температуре гидролиз проходит только по первой ступени, поскольку HS- (продукт первой ступени) более слабый электролит, чем H2S
(продукт второй ступени).
При гидролизе солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, в растворе создается избыток гидроксид-ионов, и реакция раствора будет
щелочной (pH > 7).
2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH4Cl, CuSO4,
FeCl3 и т.п.). Рассмотрим гидролиз ZnSO4 - соли слабого двукислотного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты H2SO4. В этом случае катион Zn2+ связывает
гидроксид-ионы воды, образуя катионы основной соли (ZnOH)+. Образование
молекулы Zn(OH)2 не происходит, так как ионы (ZnOH)+ диссоциируют намного труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Ионы SO42- с ионами H+ слабого электролита не образуют. Таким образом соль гидролизуется по катиону:
Zn2+ + H2O ↔ ZnOH+ + H+
2Zn2+ + 2SO42- + 2H2O ↔ 2ZnOH+ + SO42- + 2H+ + SO422ZnSO4 + 2H2O ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В результате гидролиза такой соли в растворе образуется избыток ионов
H+, т.е. pH < 7.
3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH4NO2, Al2S3, Fe(CH3COO)3 и т.п.). В этом случае с водой взаимодействует
как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например
17
NH4+ + CH3COO- + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
NH4CH3COO + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
Гидролиз идет по катиону и аниону, среда близка к нейтральной. pH ~ 7.
Как правило, гидролиз - обратимый процесс: протеканию реакции до конца препятствует обратная реакция нейтрализации. Практически необратимо
гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора
в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных
растворах. Например, вместо ожидаемого Cr2S3 при смешивании растворов
CrCl3 и Na2S образуется осадок Cr(OH)3 и выделяется газообразный H2S.
2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 6NaCl + 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение
равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.
Гидролиз - это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация - экзотермический процесс, следовательно, гидролиз - эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (то есть смещает равновесие вправо).
При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо
(усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза.
Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.
Выполнение работы
Опыт 1. Реакция среды в растворах различных солей
На полоски универсальной индикаторной бумаги нанесите по капле
раствора хлорида натрия, сульфата меди, нитрата свинца, карбоната натрия,
ацетата калия и ацетата аммония. По изменению окраски индикатора сделайте
вывод о реакции среды в растворе каждой соли.
Напишите сокращенные, полные ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей и укажите тип гидролиза каждой соли (по катиону или
аниону). В случае ступенчатого гидролиза напишите уравнения реакций только
для первой ступени.
18
Сделайте общие выводы о реакции среды в растворах солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой; слабым основанием и сильной
кислотой; слабым основанием и слабой кислотой; сильным основанием и сильной кислотой.
Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора нитрата висмута и постепенно разбавляйте водой до выпадения осадка. Напишите уравнения реакции гидролиза
нитрата висмута по первой и второй ступени.
Прибавьте в пробирку с осадком несколько капель концентрированной
азотной кислоты. Что происходит с осадком? Дайте объяснения исходя из
принципа Ле Шателье.
Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
В пробирку налейте 5-6 мл раствора ацетата натрия CH 3COONa и 1-2
капли фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на 2 части, одну из них
оставьте для сравнения, другую - нагрейте до кипения.Сравните окраску
индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните
окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения.
Составьте уравнения реакции гидролиза соли. Сделайте вывод о реакции
среды и о влиянии температуры на гидролитическое равновесие.
Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
В одну пробирку налейте 2-3 мл раствора сульфата меди, в другую столько же хлорида железа (III). Затем в каждую пробирку добавьте по 2-3 мл
раствора карбоната натрия. Отметьте выделение углекислого газа в обеих пробирках и выпадение осадков. В первой пробирке в осадок выпадает гидроксокарбонат меди (II), во второй - гидроксид железа (III). Напишите уравнение реакций гидролиза, добавив в левые части уравнений H2O. Почему не получились
карбонаты меди и железа?
19
Лабораторная работа 6
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции,
сопровождающиеся изменением степени окисления элементов. Под степенью
окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный исходя
из предположения, что вещество состоит из ионов.
Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом,
сопровождающийся повышением степени окисления. Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени
окисления.
Процесс окисления
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Процесс восстановления
Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие
одновременно.
Окислителями называются вещества (атомы, ионы или молекулы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями – вещества, отдающие электроны. Окислителями могут быть атомы галогенов и
кислород, положительно заряженные ионы металлов (Fe3+, Au3+, Hg2+, Cu2+,
Ag+), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени
окисления (KMnO4, K2Cr2O7, NaBiO3 и др.), атомы неметаллов в положительной
степени окисления (HNO3, концентрированная H2SO4, HClO, HClO3, KClO3,
NaBrO и др.).
Типичными восстановителями являются почти все металлы и многие неметаллы (углерод, водород) в свободном состоянии, отрицательно заряженные
ионы неметаллов (S2-, I-, Br-, Cl- и др.), положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cu+ и др.).
Соединения, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями
(KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4, PbO2), или только восстановителями (KI, Na2S,
20
NH3). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем. Например, нитрит калия KNO2, содержащий азот в
степени окисления +3, пероксид водорода H2O2, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций
рекомендуется придерживаться следующего порядка:
1. Написать формулы исходных веществ. Определить степень окисления
элементов, которые могут ее изменить, найти окислитель и восстановитель. Написать продукты реакции.
2. Составить уравнения процессов окисления и восстановления. Подобрать множители (основные коэффициенты) так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при
восстановлении.
3. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
+6
-2
+3
0
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
окислитель
восстановитель
среда
S-2 - 2e → S0
3
- окисление
2Cr+6 + 6e → 2Cr+3
1
- восстановление
Характер многих окислительно-восстановительных реакций зависит от
среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего используют разбавленную серную кислоту, для создания щелочной - растворы
гидроксидов натрия или калия.
Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. Межмолекулярные
окислительно-восстановительные реакции - это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Рассмотренная выше
реакция относится к этому типу. К внутримолекулярным относятся реакции,
21
в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же
веществе.
+5 -2
-1
0
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Сl+5 + 6e → Cl-
2
Cl+5 - окислитель
2O-2 - 4e → O20
1
O-2
- восстановитель
В реакциях диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления) молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как
окислитель и как восстановитель.
+6
+7
+4
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
Mn+6 - e → Mn+7
2
Mn+6 - восстановитель
Mn+6 + 2e → Mn+4
1
Mn+6 - окислитель
Выполнение работы
Проделайте следующие опыты, напишите уравнения реакций. Укажите в
каждой реакции окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и
восстановления. Расставьте коэффициенты.
Опыт 1. Влияние среды на
окислительно-восстановительные реакции
В три пробирки налейте по 2-3 мл раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 1-2 мл разбавленной серной кислоты, во вторую 1-2 мл
воды, в третью - 1-2 мл концентрированного раствора щелочи.
В каждую пробирку добавьте по 2-3 мл свежеприготовленного раствора
сульфита натрия Na2SO3.
Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно - восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая
22
окраска характерна для ионов MnO4-, бесцветная или слабо-розовая для ионов
Mn2+, зеленая - для ионов MnO42-, бурый цвет имеет осадок MnO2.
Опыт 2. Окислительно-восстановительная
двойственность нитрита калия
В две пробирки налейте по 2-3 мл раствора нитрита калия KNO2. Добавьте в каждую из них по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из
них прилейте раствор дихромата калия K2Cr2O7, в другую - раствор иодида калия KI. Что наблюдается? Составьте уравнения окислительно - восстановительных реакций. Объясните, какова функция KNO2 в проведенных реакциях.
Опыт 3. Реакция диспропорционирования
Поместите в пробирку 1-2 кристалла иода, 3-5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH (или KOH) и нагрейте. Как меняется цвет раствора?
Напишите уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления иода в щелочной среде является иодат натрия NaIO3 (или KIO3).
Опыт 4. Внутримолекулярная реакция
В сухую пробирку поместите небольшое количество кристаллов перманганата калия KMnO4 и осторожно нагрейте. Во время нагревания поднесите к
отверстию пробирки тлеющую лучину. Что наблюдается? Нагревание продолжайте до прекращения выделения газа. Охладите пробирку и прилейте немного
воды. Раствор слейте с осадка диоксида марганца (MnO2) и разбавьте водой. Какова окраска раствора? Составьте уравнения реакций.
Лабораторная работа 7
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Металлы, имея низкие потенциалы ионизации, легко отдают валентные
электроны и образуют положительно заряженные ионы:
M - ne = Mn+
.
Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами - окислителями.
23
Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.
1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах:
2K + 2H2O = 2KOH + H2
2. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности
самого металла и окислительных свойств кислоты:
– В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H+, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду
напряжений до водорода:
Cd + H2SO4(разб.) = CdSO4 + H2
Ni + 2HCl = NiCl2 + H2
– Концентрированная серная кислота является окислителем за счет иона
SO42- и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений
после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO2.
Hg + 2H2SO4(конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O
При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления
могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород.
4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
В этих реакциях часть молекул серной кислоты выполняет роль среды.
– Азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет иона NO3-.
Продукты восстановления различны и зависят от концентрации кислоты и активности металла:
HNO3 → NO2 → NO → N2O → N2 → NH4NO3
При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При
взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами
выделяется NO. В случае более активных металлов выделяется N2O. Сильно
разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония.
Ag + 2HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O
24
3Ag + 4HNO3(разб.) = 3AgNO3 + NO + H2O
4Mg + 10HNO3(разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Ca + 10HNO3(оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3. Со щелочами реагируют металлы, дающие амфотерные гидроксиды, а
также металлы, обладающие высокими степенями окисления в присутствии
сильных окислителей:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
2Mo + 4KOH + 3O2 = 2K2MoO4 + 2H2O
Выполнение работы
Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой
В кристаллизатор с водой добавьте несколько капель фенолфталеина.
Пинцетом достаньте кусочек натрия (или кальция) из склянки, где он хранится
под слоем керосина, и высушите его фильтровальной бумагой. Ножом отрежьте
небольшую часть (размером со спичечную головку) и пинцетом перенесите в
кристаллизатор с водой. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.
Опыт 2. Действие разбавленной и концентрированной
серной кислоты на металлы
- В три пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной серной кислоты и опустите в одну из них кусочек железа, в другую - цинка, в третью - меди. Какие
металлы реагируют с кислотами? Напишите уравнения реакций.
- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной серной кислоты. В одну из них опустите кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Обе пробирки слегка нагрейте. Наблюдайте выделение серы и по
запаху определите выделяющийся газ в первой пробирке. Какой газ выделяется
во второй пробирке? Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Действие разбавленной и концентрированной
азотной кислоты на металлы
25
- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной
азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек
меди. Слегка нагрейте обе пробирки. Наблюдайте выделение газа. Напишите
уравнения происходящих реакций.
- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую -кусочек меди. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Действие щелочи на металлы
В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи.
В одну из них насыпьте небольшое количество цинковых опилок, в другую алюминиевого порошка. Если реакция не идет, слегка нагрейте. Когда начнется
интенсивное выделение газа, поднесите к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается? Составьте уравнения происходящих реакций.
Лабораторная работа 8
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при
прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из
двух электродов и расплава или раствора электролита.
Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к
внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH-). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы
(Мn+, H+). Молекулы воды сильно полярны и поэтому могут притягиваться и к
катоду и к аноду.
У анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется. У катода
окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.
На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Металлы, стоящие в начале ряда
напряжения по алюминий включительно, на катоде из водных растворов не вы-
26
деляются. В этом случае на катоде разряжается вода:
2H2O + 2e → H2 + 2OHВ случае, когда катионы металлов расположены в ряду напряжений между алюминием и водородом, они могут восстанавливаться на катоде одновременно с молекулами воды.
Катионы металлов, которые в ряду напряжений находятся за водородом,
при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением
электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным)
и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, платиновые металлы, титан).
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.
На инертном аноде при электролизе растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO42-, PO43-, NO3-), а также фторид-ионами на аноде
происходит электрохимическое окисление воды:
2H2O - 4e → 4H+ + O2
Если анионы электролита бескислородны (Cl-, Br-, I-, S2-), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза. Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется - переходит в раствор в виде ионов.
Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.
Электролиз раствора CuCl2 c инертным анодом
Медь в ряду напряжений расположена после водорода, поэтому у катода
будет происходить разряд ионов Cu2+ и выделение металлической меди. У анода будут окисляться хлорид-ионы.
Схема электролиза раствора хлорида меди (II)
CuCl2 = Cu2+ + 2ClКатод ← Cu2+, H2O
Анод ← Cl-, H2O
Cu2+ + 2e → Cu0
2Cl- - 2e → Cl2
Электролиз раствора KNO3 с инертным анодом
27
Поскольку калий в ряду напряжений стоит значительно раньше водорода,
то катионы K+ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие
анионы NO3- не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде
восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH-, образующие с ионами K+ щелочь
KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H+, образующие с ионами
NO3- кислоту HNO3.
Схема электролиза нитрата калия
KNO3 = K+ + NO3Катод ← K+, H2O
Анод ← NO3-, H2O
2H2O + 2e → H2 + 2OH-
2H2O - 4e → O2 + 4H+
K+ + OH- → KOH
H+ + NO3- → HNO3
Электролиз раствора NiSO4 с никелевым анодом
В этом случае сам анод окисляется, а на катоде процесс протекает так
же, как и при электролизе растворов с инертным анодом.
Схема электролиза сульфата никеля
Катод ← Ni2+, H2O
Анод никелевый ← SO42-, H2O
Ni2+ + 2e → Ni0
Ni0 - 2e → Ni2+
Выполнение работы
Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия
В U-образную трубку налейте приблизительно до половины раствора
иодида калия, прибавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. Вставьте в оба колена трубки угольные электроды и подключите прибор к источнику постоянного электрического тока. Наблюдайте окрашивание раствора у катода и анода.
Составьте схему электролиза водного раствора иодида калия. Какова реакция
раствора у катода и анода.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
В U-образную трубку налейте раствор сульфата натрия, добавьте
несколько капель раствора лакмуса. Включите ток и наблюдайте изменение (че-
28
рез 1-2 мин.) окраски раствора у электродов. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата натрия. Какова реакция растворов у катода и анода?
Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди
Налейте в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь угольными электродами, пропускайте ток в течение 4-5 мин. Что выделяется на электродах? Составьте схему электролиза водного раствора сульфата меди.
Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом
Присоедините электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к
положительному полюсу источника тока, а другой электрод - к отрицательному
полюсу, пропускайте электрический ток. Наблюдайте растворение меди с анода. Составьте схему электролиза раствора сульфата меди с медным анодом.
Лабораторная работа 9
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный гетерогенный процесс, происходящий на поверхности
раздела фаз. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой
температуре (газовая коррозия) и с органическими жидкими неэлектролитами
(коррозия в неэлектролитах).
Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде
электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности
образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте
29
железа с медью в растворе электролита - соляной кислоты - возникает гальванический элемент
(анод) Fe | HCl | Cu (катод)
и происходит электрохимическая коррозия.
На аноде происходит процесс окисления:
Fe - 2e = Fe2+
На катоде - процесс восстановления:
2H+ + 2e = H2
В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.
При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент
Fe | H2O,О2 | Cu
и процесс коррозии выражается уравнениями:
Fe - 2e = Fe2+
на аноде:
на катоде: O2 + H2O + 4e = 4OH2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2
Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по
уравнению:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Методы защиты металлов от коррозии весьма разнообразны. Важнейшими являются защитные покрытия металлов, легирование металлов, изменение
свойств коррозионной среды, электрохимическая защита. Защитные покрытия
изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки,
краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом
называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого
металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита
разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа будет разрушаться хром:
Cr | HCl | Fe
30
на аноде:
Cr - 3e = Cr3+
на катоде: 2H+ + 2e = H2
В случае никелированного железа разрушается железо:
Fe | HCl | Ni
на аноде:
Fe - 2e = Fe2+
на катоде: 2H+ + 2e = H2
Выполнение работы
Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс
растворения металла в кислоте
В пробирку налейте раствор разбавленной соляной кислоты и бросьте в
него кусочек цинка. Напишите уравнение реакции. В этот раствор поместите
медную проволоку, не дотрагиваясь до кусочка цинка. Выделение водорода на
меди не происходит (почему?). Введите медную проволоку глубже, до соприкосновения с цинком. На поверхности меди появляются пузырьки водорода.
Объясните процессы, происходящие в пробирке. Какая гальваническая пара образуется? Что является анодом, что - катодом? Какие процессы происходят на
электродах? Напишите уравнения реакций.
Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии
Тщательно очистите кусочек алюминия от оксидной пленки и опустите в
раствор нитрата ртути. Напишите уравнение реакции. Алюминий как более активный металл вытесняет ртуть и образует с ней амальгаму (сплав алюминия с
ртутью), препятствующую возникновению защитной пленки на поверхности
алюминия.
Амальгамированный алюминий промойте водой и оставьте на воздухе.
Через некоторое время наблюдайте образование продукта коррозии - рыхлых
хлопьев гидроксида алюминия. Составьте схему гальванопары и напишите
уравнения анодного и катодного процессов.
Опыт 3. Защитные свойства металлических покрытий
Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сульфата железа (II) и прибавьте
несколько капель гексацианоферрата (III) калия, который является реактивом
31
на катион Fe2+. Наблюдайте образование синего осадка Fe3
Fe(CN)6
2. Составьте
уравнение реакции.
В две пробирки налейте по 2-3 мл раствора серной кислоты и по две капли раствора K3
Fe(CN)6
. В одну из пробирок опустите полоску оцинкованного
железа, в другую - луженого железа. Через несколько минут в одной из пробирок (какой?) наблюдается интенсивное синее окрашивание. Дайте объяснение
происходящим процессам. Составьте схемы образующихся гальванопар и уравнения реакций, происходящих на электродах.
Список литературы
1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. – 728 с.
2. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. – 558 с.
3. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. - М.: Высш. шк., 2001. – 256 с.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии - М.: Интеграл-пресс,
2002. – 240 с.
5. Задачи и упражнения по общей химии. Под ред. Н.В. Коровина. М.: Высш.
шк., 2003. – 255 с.
32