Лабораторная работа 2 - Братский Государственный Университет

Министерство образования и науки РФ
ГОУ ВПО «Братский государственный университет»
М. А. Варданян, С. Ф. Лапина,
Н. П. Космачевская, Т. А. Донская
ХИМИЯ
Лабораторный практикум
Братск
Издательство Братского государственного университета
2010
УДК 540
Варданян М. А., Лапина С. Ф., Космачевская Н. П., Донская Т. А.
Химия : лабораторный практикум / под ред. М. А. Варданян. – Братск:
ГОУ ВПО «БрГУ», 2010. – 76 с.
Лабораторный практикум содержит основные теоретические сведения по курсу «Химия», указания по выполнению лабораторных работ
и обработке результатов экспериментов, вопросы и задания для самоконтроля, список литературы.
Предназначен для студентов, обучающихся по заочной форме
по специальностям инженерно-технического профиля.
Рецензент Н. А. Корчевин, д-р хим. наук, зав. кафедрой БЖД и экологии Иркутского государственного университета путей сообщения
Печатается по решению редакционно-издательского совета
 Варданян М. А., Лапина С. Ф.,
Космачевская Н. П., Донская Т. А., 2010
 ГОУ ВПО «БрГУ», 2010
2
Оглавление
Введение_________________________________________________ 4
Методические рекомендации ________________________________ 5
Лабораторная работа 1. Основные классы неорганических
соединений ___________________________________________________ 8
Лабораторная работа 2. Определение теплового эффекта
реакции нейтрализации ________________________________________ 23
Лабораторная работа 3. Скорость химических реакций.
Химическое равновесие ________________________________________ 31
Лабораторная работа 4. Электролитическая диссоциация.
Гидролиз солей _______________________________________________ 41
Лабораторная работа 5. Окислительно-восстановительные
реакции _____________________________________________________ 54
Лабораторная работа 6. Электрохимические процессы __________ 63
3
ВВЕДЕНИЕ
Лабораторные работы являются одной из важных составных
частей курса химии. Цель лабораторных работ – закрепить теоретический материал и приобрести навыки его практического применения. В результате выполнения лабораторного практикума студенты овладеют методами и навыками экспериментальной работы,
приобретут опыт выполнения необходимых расчетов, научатся
составлять рациональный план решения химических задач и решать их по этому плану.
Лабораторный практикум содержит описание шести работ
по основным разделам программы курса: «Кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства веществ», «Энергетика и направление химических процессов», «Скорость реакции
и методы ее регулирования», «Химическое и фазовое равновесие»,
«Растворы», «Электрохимические системы». В каждой работе приведены основные теоретические сведения, необходимые для понимания изучаемых процессов, подробные указания по выполнению
опытов и обработке результатов эксперимента, вопросы и задания
для самоконтроля, список литературы.
Пособие окажет помощь студентам при изучении курса химии,
а также будет способствовать в дальнейшем более фундаментальному усвоению ими таких важных дисциплин, как «Материаловедение», «Электротехнические материалы».
Лабораторный практикум составлен в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта по дисциплине «Химия» для специальностей инженерно-технического профиля.
Введение, методические рекомендации, лабораторные работы
2 и 3 подготовлены М. А. Варданян, работы 1 и 4 – Т. А. Донской
и Н. П. Космачевской, 5 и 6 – С. Ф. Лапиной. Общее редактирование пособия осуществлено М. А. Варданян.
4
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ
Химия занимает важное место в системе подготовки специалистов для различных областей промышленности. Успех работы специалиста в области любой технологии во многом зависит от качества его химической подготовки. Для глубокого изучения химии
как науки, основанной на эксперименте, студентам необходимо
выполнить лабораторный практикум.
Одним из обязательных требований при выполнении лабораторного практикума является активная самостоятельная работа
студента. Выполнение химических опытов отличается от работы
с учебником тем, что учащийся не только наблюдает предметы и
процессы, но и практически действует. Разумеется, что для взрослого учащегося, работающего в сфере производства материальных
ценностей, самостоятельное выполнение опытов представляет проверку практикой проектируемых физических действий. При этом
осуществляется обратная рефлекторная связь: успешное выполнение опытов зависит от умений учащегося целесообразно соединять
умственные и физические действия, а это, в свою очередь, связано
с развитием навыков по технике химического эксперимента.
Практика показывает, что работа в химической лаборатории
только тогда продуктивна, когда она выполняется сознательно,
с пониманием её теоретического обоснования. Поэтому ко всем
лабораторным работам по курсу приведены краткие теоретические
сведения. К выполнению лабораторной работы допускаются студенты, предварительно ознакомившиеся с теоретическими сведениями, содержанием лабораторной работы, ходом проведения экспериментов и имеющие соответствующие записи в тетради. На выполнение одной работы отводится 2 ч учебного времени с учетом
обработки полученных результатов.
В конце каждой лабораторной работы приведены задания теоретического и практического характера, которые позволят студенту
проконтролировать усвоение им изучаемого материала.
По проделанной работе оформляется отчет, который проверяется преподавателем.
Перед началом лабораторного практикума по химии студент
должен изучить действующую инструкцию по технике безопасности при работе в данной лаборатории и затем расписаться в специальном журнале.
5
С первых дней работы в лаборатории студент должен приучить
себя к аккуратности и вниманию, отсутствие которых нередко бывает причиной искажения результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.
Основным местом выполнения лабораторных работ является
рабочий стол, на котором необходимо соблюдать чистоту и порядок. На весь период практикума студенту отводится постоянное
рабочее место. Во время проведения опыта на рабочем месте не
должно быть ничего лишнего; все предметы следует расставить в
определенном порядке так, чтобы их удобно было брать, не задев
за стоящую рядом горелку, склянку с реактивом или прибор. Удобнее всего штатив с пробирками и набором реактивов ставить перед
собой, справа от него оставить свободное место для лабораторного
журнала и учебного пособия, слева поместить горелку, металлический штатив, ванночку, промывалку и др.
При выполнении лабораторных работ все наблюдения нужно
записывать в специальную тетрадь – лабораторный журнал –
непосредственно после каждого опыта. Не следует делать записи
в черновиках и на отдельных листочках бумаги, так как они могут
легко затеряться.
В работе нужно пользоваться только незагрязненными реактивами, чистой посудой и приборами, промытыми дистиллированной
водой. Нельзя брать реактивы и капельные пипетки из чужих штативов, так как это не только нарушает порядок работы, но и может
быть причиной загрязнения реактивов. Если какие-либо реактивы
или лабораторные принадлежности отсутствуют, необходимо обратиться к лаборанту.
Склянки с реактивами общего пользования должны находиться
на определенном месте; их нельзя переносить на рабочие столы.
Следует работать без лишней торопливости, не проливать и не
просыпать реактивы. Если все же это случилось, нельзя ссыпать
загрязненный реактив обратно в склянку с чистым реактивом,
а нужно собрать его и передать лаборанту. Стол (или другой испачканный предмет) нужно тотчас же вымыть и вытереть.
Надо проявлять бережное отношение к приборам и реактивам.
Бросать бумагу, битое стекло и прочее можно только в специальные сосуды и мусорницы.
Горячие предметы можно ставить только на асбестовый
картон.
6
В лаборатории необходимо соблюдать правила безопасности
работы. Нельзя работать с легковоспламеняющимися веществами
вблизи зажженной горелки. С ядовитыми и дурнопахнущими веществами следует работать под тягой! Выполняя опыты, нужно
пользоваться растворами только указанной концентрации и соблюдать рекомендуемую дозировку. Не допускается проведение дополнительных опытов без разрешения преподавателя.
Если во время работы будет пролита кислота или щелочь
в большом количестве, нужно сообщить о случившемся лаборанту.
Удалять кислоту и щелочь надо быстро, так как эти реактивы портят стол и другие предметы, и осторожно, чтобы не прожечь одежду и не повредить руки. Особенно осторожно следует обращаться с
концентрированными щелочами и кислотами. Попавшую на тело
концентрированную кислоту нужно быстро смыть сильной струей
воды. После этого промыть пораженное место разбавленным раствором соды. Щелочь смывать водой до тех пор, пока пострадавший участок кожи не перестанет быть скользким. Затем промыть
его 2%-м раствором уксусной кислоты.
В случае ожога (пламенем горелки или нагретыми предметами)
необходимо обожжённое место смочить концентрированным раствором перманганата калия или же приложить ватку, смоченную
жидкостью от ожогов.
При всех несчастных случаях необходимо тотчас обращаться
к лаборанту или преподавателю!
7
Лабораторная работа 1
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы – получение оксидов, кислот, оснований и солей
и изучение их химических свойств, генетической связи между
классами неорганических соединений.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками. Пипетки
безразмерные. Газоотводная трубка. Спиртовка. Гидроксокарбонат
меди. Оксид магния. Железо. Карбонат кальция. Индикаторы: лакмус, фенолфталеин. Растворы: хлороводородной кислоты 2 н; серной кислоты 2 н; гидроксида натрия 2 н; гидроксида аммония 10 %;
сульфата хрома (III) 2 н; хлорида кобальта 2 н; сульфата меди 2 н;
нитрата серебра 0,1 н.
Основные теоретические сведения
В природе существуют простые вещества и химические соединения. Простыми называются вещества, состоящие из одного
химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы. Некоторые химические элементы обладают одновременно свойствами
металла и неметалла. Их называют амфотерными. Химические соединения – это сложные вещества, которые образуются из нескольких химических элементов.
Химические соединения бывают органическими и неорганическими. В основу деления неорганических соединений положены
разные принципы. Один из принципов учитывает количество элементов в молекуле: существуют двухэлементные (бинарные) соединения и многоэлементные соединения (содержащие более двух
элементов). Другой принцип основывается на способности неорганических веществ вступать в определённые химические реакции.
В соответствии с этим выделяют следующие основные классы неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты, соли.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород [2]. Общая формула оксидов ЭхОy.
Практически все химические элементы образуют оксиды. При
написании формул оксидов кислород всегда занимает второе ме8
сто. Наименование оксидов состоит из слова «оксид» и названия
элемента в родительном падеже: Na2O – оксид натрия. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента в
скобках указывают римской цифрой его валентность: N2O5 – оксид
азота (V), N2O – оксид азота (I). Оксиды классифицируют по их
способности или неспособности образовывать соли. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, SiO, N2O, NO). Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды образуют только металлы. Им соответствуют основания. Характерным свойством основных оксидов является
их взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
K2O + 2HCl = 2KCl + H2O.
Некоторые основные оксиды (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания:
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Другие оксиды не реагируют с водой, и соответствующие им
основания получают из солей:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.
Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными
оксидами:
CaO + CO2 = CaCO3.
Кислотные оксиды образованы неметаллами и металлами
в высшей степени окисления (более 4). Их называют ангидридами
кислот. Например, кислотными оксидами являются: SO3, Mn2O7,
CrO3, P2O5. Им соответствуют кислоты: H2SO4, HMnO4, H2CrO4,
H3PO4.
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой
с образованием кислот:
N2O5 + H2O = 2HNO3.
Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя
соль и воду:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O,
Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O.
9
Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:
SO2 + K2O = K2SO3.
При сплавлении возможно взаимодействие некоторых оксидов
с солями:
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2.
Амфотерные оксиды обладают двойственными свойствами:
в кислой среде они ведут себя как основные (взаимодействуют
с кислотами)
SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O,
а в щелочной среде они проявляют свойства кислотного оксида
(взаимодействуют со щелочами)
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2О,
образуя соль и воду.
К амфотерным оксидам относятся Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO,
PbO2, SnO2, Cr2O3, MnO2, TiO2 и другие.
Пример 1. Какая группа соединений состоит только из кислотных оксидов?
1. Сr2О3, СО2.
2. N2О5, СаО.
3. Сl2О7, CrО3.
4. Аl2О3, МgО.
Решение. Сr2О3 – амфотерный оксид (хром – металл, его оксид
(III) проявляет амфотерные свойства), СО2 – кислотный оксид (углерод – неметалл, его оксид проявляет кислотные свойства).
N2О5 – кислотный оксид (азот – неметалл (его оксид проявляет кислотные свойства), СаО – основной оксид (кальций – металл,
его оксид проявляет основные свойства).
Сl2О7 – кислотный оксид (хлор – неметалл, его оксид проявляет кислотные свойства), CrО3 – кислотный оксид (хром – металл,
но его валентность в соединении равна шести, поэтому оксид проявляет кислотные свойства).
Аl2О3 – амфотерный оксид (алюминий – металл, его оксид (III)
проявляет амфотерные свойства), МgО – основной оксид, (магний –
металл, его оксид проявляет основные свойства)
Таким образом, только кислотные оксиды находятся в ответе 3.
10
Основания – это сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп [2]. Количество гидроксильных групп, способных в реакциях с кислотами замещаться на кислотные остатки, называют кислотностью основания. Так, KOH – однокислотное основание, Fe(OH)3 – трёхкислотное основание. Наименование оснований включает слово «гидроксид» и название металла в родительном падеже: Be(OH)2 – гидроксид бериллия. Если элемент может образовывать несколько оснований, то после названия металла в скобках указывается степень
окисления металла: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)2 – гидроксид
меди (II).
Основания подразделяют на растворимые и нерастворимые
в воде.
Растворимые основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов с водой:
Li2O + H2O = 2LiOH.
Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:
2K + 2Н2О = 2KОН + Н2↑.
Щелочей немного. К ним относятся основания металлов, расположенных в Периодической системе элементов в главных подгруппах I и II группы: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами и солями:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O,
Ca(OH)2 + K2SO4 = CaSO4↓ + 2KOH.
Нерастворимые основания получают только косвенным путем –
взаимодействием солей соответствующих металлов с растворами
щелочей:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4.
Характерным свойством оснований является взаимодействие
с кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O,
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O.
11
Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:
2Al(OH)3 →Al2O3 + 3H2O.
Среди нерастворимых оснований встречаются амфотерные,
взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:
Pb(OH)2 + 3HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O,
Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4].
Пример 2. Какая пара веществ реагирует с гидроксидом бария?
1. Соляная кислота и оксид меди (II).
2. Серная кислота и оксид серы (IV).
3. Гидроксид калия и оксид углерода (IV).
Решение. Соляная кислота HCl взаимодействует с гидроксидом бария:
2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O.
Оксид меди (II) СuО – основной оксид, основания с основными оксидами не взаимодействуют.
Серная кислота H2SO4 вступает в реакцию с гидроксидом бария:
Ba(OH)2+ H2SO4= Ba SO4+ 2 H2O.
Оксид серы (IV) SO2 – кислотный оксид, взаимодействует
с основаниями:
SO2+ Ba(OH)2 = Ba SO3+ H2O.
Гидроксид калия KОН – основание, не взаимодействует с гидроксидом бария.
Оксид углерода (IV) СО2 – кислотный оксид, вступает в реакцию с гидроксидом бария:
СО2 + Ba(OH)2 = Ba СО3 + H2O.
Таким образом, с гидроксидом бария реагирует пара веществ,
указанных в ответе 2.
Кислоты – это вещества, состоящие из атомов водорода и
кислотного остатка [2]. Наиболее распространённые кислоты, их
название, а также название кислотных остатков представлены в табл.
1.
12
Таблица 1
Распространенные кислоты и кислотные остатки
Химическая
формула
кислоты
Название
кислоты
Кислотный
остаток
Название
кислотного
остатка
Карбонат
H 2 CO 3
Угольная
СО32
HClO
HClO2
Хлорноватистая
Гипохлорит
Хлористая
СlO 
ClO2
HClO3
Хлорноватая
СlO3
Хлорат

4
2
4
2
2 7

4
2
4

2

3

3
3
4
2
3
2
4
2
3

Хлорит
HClO4
Хлорная
ClO
Перхлорат
H 2 CrO 4
Хромовая
CrO
Хромат
H 2 Cr2 O7
Дихромовая
Cr O
Дихромат
HMnO 4
Марганцовая
MnO
Перманганат
H2MnO4
Марганцовистая
MnO
Манганат
HNO2
Азотистая
NO
Нитрит
HNO3
Азотная
NO
Нитрат
HPO3
H3 PO 4
Метафосфорная
PO
Метафосфат
Ортофосфорная
PO
Ортофосфат
H2SO3
Сернистая
SO
Сульфит
H 2SO 4
Серная
SO
Сульфат
H 2SiO3
Метакремниевая
SiO
Метасиликат
HCl
H 2S
HCN
CH 3COOH
Соляная
Сероводородная
Синильная
Уксусная
Cl
S2 
CN 
СН3СОО
Хлорид
Сульфид
Цианид
Ацетат
Кислоты классифицируют по основности. Оснóвность кислоты определяется числом атомов водорода, способных в реакциях
замещаться на металл. Для большинства кислот основность совпадает с числом атомов водорода в формуле: HCl – одноосновная
кислота, Н3PO4 – трёхосновная, а например, H3PO3 – двухосновная,
т. к. один из атомов водорода связан непосредственно с атомом
фосфора и металлы не могут вытеснять его, CH3COOH – одноос13
новная, так как замещаться на металл может только водород карбоксильной группы.
По химическому составу различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты. Примерами бескислородных кислот являются хлороводородная HCl, циановодородная HCN. В названии
кислот присутствует название неметалла (или группы атомов)
с добавлением слова «водородная». Бескислородные кислоты получают синтезом из водорода и неметалла и растворением образовавшегося соединения в воде:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Также можно использовать разложение соли сильной кислотой с последующим растворением газообразного продукта реакции
в воде:
FeS + 2HCl = H2S + FeCl2.
Кислородные кислоты содержат многоатомные кислотные
остатки. Их названия образуют от названия неметалла, составляющего основу кислотного остатка, с добавлением окончания «-ная»,
«-вая», если степень окисления неметалла соответствует номеру
группы в Периодической системе элементов.
Например, H2SO4 – cерная кислота, HClO4 – хлорная кислота.
Если степень окисления меньше номера группы, то к названию неметалла добавляют окончания «-оватая», «-истая», «-оватистая».
H2SO3 – сернистая кислота, HClO – хлорноватистая кислота.
Большинство из них получается взаимодействием оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4,
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
Кислородсодержащие кислоты можно получить также вытеснением из солей более сильными кислотами:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4.
Характерным для кислот является взаимодействие с основаниями, сопровождающееся образованием соли и воды:
HCl + KOH = KCl + H2O,
3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O.
14
Кроме того, кислоты взаимодействуют с металлами, основными и амфотерными оксидами и солями:
2HCl + Fe = FeCl2 + 2H2↑,
2H3PO4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O,
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O,
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl.
Пример 3. С какими из двух нижеприведенных веществ реагирует соляная кислота в водном растворе?
1. Гидроксид меди, серебро.
2. Карбонат кальция, оксид железа (III).
3. Аммиак, сульфат натрия.
4. Гидроксид натрия, оксид серы (VI).
Решение. Гидроксид меди Сu(ОН)2 – основание, с кислотой
НСI вступает в реакцию:
Сu(ОН)2 + 2НСl = СuСl2 + 2Н2О.
Серебро Аg стоит в ряду напряжений после водорода, в реакцию с соляной кислотой не вступает.
Карбонат кальция СаСО3 реагирует с соляной кислотой:
СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2 + Н2О.
Оксид железа (III) – основной оксид, вступает в реакцию с
кислотой:
Fе2О3 + 6НСl = 2 FеСl3 + 3 Н2О.
Аммиак NН3 – газ, проявляет свойства основания, взаимодействует с кислотой:
NН3 + НСl = NН4Сl.
Сульфат натрия Nа2SО4 – соль, с соляной кислотой в реакцию
не вступает.
Гидроксид натрия NаОН – основание, вступает в реакцию
с кислотой:
NаОН + НСl = NаСl + Н2О.
Оксид серы (VI) SО3 – кислотный оксид, с кислотой в реакцию
не вступает.
15
Таким образом, соляная кислота реагирует с веществами, указанными в ответе 2.
Соли – это наиболее сложные неорганические соединения [2],
состоящие из металлов и кислотных остатков. Они очень разнообразны по составу. Различают средние, кислые, основные, двойные,
комплексные, смешанные соли.
Молекулы средних солей содержат только катионы металла
и анионы кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3. Название
средних солей складывается из названия кислотного остатка
(см. табл. 1) и металла с указанием его степени окисления:
Al2(SO4)3 – сульфат алюминия, FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 –
нитрат железа (II).
Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного
замещения атомов водорода в кислотах на металл. Кислые соли
образуются только многоосновными кислотами. Они содержат
атомы водорода:
NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O.
В название кислой соли добавляется приставка «гидро»:
NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа
(III).
Основные соли – результат неполного замещения гидроксильных групп в основаниях на кислотный остаток:
Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O.
В состав основных солей входят гидроксогруппы. Их можно
получить только из многокислотного основания. В названии основных солей присутствует приставка «гидроксо»: AlOHSO4 –
сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид гидроксомеди.
Двойные соли содержат катионы разных металлов, например
K2CuCl4, KAl(SO4)2 , KCr(SO4 )2, и называются так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат калия железа.
В состав комплексных солей входят сложные ионы (комплексные катионы или анионы): K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4,
[Cu(NH3)4]SO4. Комплексные соли называют в соответствии с номенклатурой комплексных соединений: [Cu(NH3)4]SO4 – сульфат
тетрааммино меди.
В соответствии с многообразием солей способов их получения
множество, но наиболее общими являются следующие:
16
1. Взаимодействие металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl.
2. Взаимодействие металла с кислотой:
Zn + H2SO4 = ZnSO4+ H2↑.
3. Взаимодействие металла с раствором соли:
Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg.
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
Na2O + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O.
5. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O.
6. Взаимодействие кислоты с основанием:
2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O.
7. Взаимодействие кислоты с солью:
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3.
8. Взаимодействие щелочи с солью:
CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O.
9. Взаимодействие между солями:
K2CrO4 + Pb(NO3)2 = PbCrO4 + 2KNO3.
10. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:
Na2O + SO3 = Na2SO4.
Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами, друг с другом
в растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются
термическому разложению:
K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2↑,
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl,
AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3t,
CaCO3 → CaO + CO2↑.
17
Пример 4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых
можно получить гидросульфит натрия, исходя из металлического
натрия и серы.
Решение. Гидросульфит натрия NaHSO3 – кислая соль cернистой кислоты. Основываясь на генетической связи между классами
неорганических соединений, последовательность реакций для получения этой соли можно представить следующим образом:
 щелочной металл натрий взаимодействует с водой с образованием щёлочи и выделением водорода:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;
 неметалл сера окисляется в кислотный оксид:
S + O2 = SO2;
 при взаимодействии оксида серы (IV) образуется сернистая
кислота:
SO2+ H2O = H2SO3;
 кислая соль сернистой кислоты получается при взаимодействии щёлочи и кислоты в молярном соотношении 1 : 1:
NaOH + H2SO3= NaHSO3 + H2O.
Генетическая связь между классами неорганических соединений. Химические свойства оксидов, кислот, оснований и солей дают возможность получения одного класса веществ из другого [1]. Такая взаимосвязь между классами неорганических веществ
называется генетической; её можно выразить схемой:
Металл → Основный оксид → Основание
↑
Соль
↑
Неметалл → Кислотный оксид → Кислота
Эта схема упрощённая, она не отражает всех взаимодействий
между классами, но зачастую помогает выбрать путь получения
необходимого вещества.
Пример 5. Составьте уравнения реакций, с помощью которых
можно осуществить следующие превращения:
Fe → Fe2O3 → Fe2(SO4)3 → Fe(OH)3 → FeOH(NO3)2.
18
Решение. Окисляя железо, получаем оксид железа (III):
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3.
Действуя на оксид железа (III) серной кислотой, получаем
среднюю соль – сульфат железа (III):
Fe2O3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O.
Гидроксид железа (III) получаем реакцией соли железа (III)
со щёлочью:
Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2 Fe(OH)3 + 3 K2SO4.
Для получения основной соли Fe(OH)(NO3)2 на гидроксид железа (III) нужно подействовать азотной кислотой в молярном соотношении 1:2:
Fe(OH)3+ 2 HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2H2O.
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Получение основного, кислотного оксидов, кислоты [2]
Выполнение опыта. В сухую пробирку насыпать немного гидроксокарбоната меди, закрыть ее газоотводной трубкой. Во вторую
пробирку налить дистиллированной воды и 2–4 капли нейтрального раствора лакмуса. Конец газоотводной трубки опустить в воду
во второй пробирке. Осторожно нагреть пробирку до появления
черного осадка основного оксида. Отметить изменение окраски
лакмуса. Осадок в пробирке оставить для следующего опыта.
Запись результатов опыта. Составить уравнения реакций
разложения основной соли, образования кислоты. Объяснить изменение окраски лакмуса.
ОПЫТ 2. Получение средней соли [2]
Выполнение опыта. К полученному в опыте 1 осадку в пробирке прибавить 2 н раствор серной кислоты до растворения осадка. Отметить появление характерного для данной соли окрашивания.
19
Запись результатов опыта. Составить уравнение реакции.
Объяснить растворение осадка.
ОПЫТ 3. Изучение взаимодействия основного оксида с водой [2]
Выполнение опыта. Небольшое количество оксида магния
взболтать в пробирке с водой. Прибавить спиртовой раствор фенолфталеина. Пронаблюдать за изменением окраски индикатора.
Запись результатов опыта. Написать уравнение реакции.
Объяснить изменение окраски индикатора.
ОПЫТ 4. Получение гидроксидов кобальта и хрома [2]
Выполнение опыта. В одну пробирку налить 5–10 капель 2 н
раствора хлорида кобальта (II), в другую столько же 2 н раствора
сульфата хрома. В обе пробирки добавить равное количество раствора щелочи. Отметить появление осадков и указать их цвет.
Осадки оставить для опыта 5.
Запись результатов опыта. Написать уравнения реакций.
ОПЫТ 5. Изучение свойств основного и амфотерного оксидов [2]
Выполнение опыта. Полученные в опыте 4 осадки разделить
на 2 части. К одной из них добавить раствор соляной кислоты,
к другой – избыток раствора щелочи. Путем наблюдения выяснить,
в каких случаях растворился осадок.
Запись результатов опыта. Написать уравнения реакций.
Объяснить, почему один из гидроксидов вступил в реакцию с кислотой и основанием. Определить, какой это гидроксид.
ОПЫТ 6. Изучение взаимодействия солей с металлами [2]
Выполнение опыта. Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и пронаблюдать за появлением налета на нем. Отметить
окраску налёта.
Запись результатов опыта. Написать уравнение реакции.
Объяснить, почему возможно вытеснение меди из раствора её соли.
20
ОПЫТ 7. Изучение взаимодействия кислоты с солью [2]
Выполнение опыта. К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Отметить появление осадка.
Запись результатов опыта. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 8. Изучение взаимодействия кислоты со щёлочью [2]
Выполнение опыта. В пробирку налить 1 мл 2 н раствора гидроксида натрия и 1–2 капли фенолфталеина и прибавить по каплям
2 н раствор соляной кислоты до исчезновения малиновой окраски.
Запись результатов опыта. Написать уравнение реакции.
Объяснить исчезновение окраски индикатора. Как называется данная реакция?
ОПЫТ 9. Получение кислой соли [2]
Выполнение опыта. В пробирку, снабженную газоотводной
трубкой, поместить карбонат кальция и налить 2 н раствор соляной
кислоты. Выделившийся газ пропустить через раствор гидроксида
кальция. Пронаблюдать за образованием осадка нормальной соли
и дальнейшим растворением осадка вследствие образования кислой
соли.
Запись результатов опыта. Составить уравнение реакции.
Указать, при каком соотношении реагирующих веществ возможно
получение кислой соли.
ОПЫТ 10. Получение основной соли [2]
Выполнение опыта. К 2 н раствору сульфата меди по каплям
прибавить 10%-й раствор аммиака до образования осадка основной
соли.
Запись результатов опыта. Составить уравнение реакции.
Указать, при каком соотношении реагирующих веществ возможно
получение основной соли.
21
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Почему в опыте 1 лакмус изменил окраску?
2. Какими свойствами обладает оксид меди (II)?
3. Почему гидроксид хрома (III) растворяется и в кислоте, и в щёлочи?
4. При взаимодействии каких веществ протекает реакция нейтрализации?
5. При каких условиях образуются кислые соли? При каких условиях образуются основные соли?
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Какая связь существует:
а) между основанием и кислотой;
б) основным оксидом и основанием;
в) металлом и основным оксидом;
г) кислотным оксидом и кислотой;
д) основным оксидом и кислотным оксидом?
2. Какие продукты можно получить при действии серной кислоты:
а) на хлорид натрия;
б) сульфат натрия?
3. Какие продукты образуются при взаимодействии гидроксида меди (II) с 1 молем азотной кислоты? Напишите уравнение реакции.
4. Назовите соли NаНSО4, МgОНNO3, СаСl2.
5. Какие продукты можно получить при действии серной кислоты:
а) на ортофосфат кальция;
б) сульфат натрия?
Напишите уравнения реакций.
Список литературы
1. Коровин Н. В. Общая химия : учебник для техн. направ. и спец.
вузов / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2004. – 706 с.
2. Васильева З. Г. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии / З. Г. Васильева, А. А. Грановская, А. А. Тапёрова. – Л. : Химия,
1986. – 288 с.
22
Лабораторная работа 2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА
РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Цель работы – приобретение навыков определения теплового
эффекта реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием с использованием калориметрической установки.
Оборудование и реактивы. Калориметрическая установка.
Термометр на 50 °С. Стеклянные стаканы объёмом 100 мл (2 шт.).
Фильтровальная бумага. Растворы: азотной кислоты 1 М, гидроксида калия 1 М.
Основные теоретические сведения
При прохождении большинства химических реакций теплота
Q выделяется (реакция экзотермическая) или поглощается (реакция
эндотермическая). Уравнения реакций, в которых количество выделенной или поглощенной теплоты Q записывается как член
уравнения, называются термохимическими уравнениями [1]. Теплота, входящая в термохимическое уравнение как продукт реакции,
называется тепловым эффектом реакции. Например, в нижеприведенных уравнениях +483,2 и –58,1 кДж являются, соответственно, тепловыми эффектами экзотермической и эндотермической реакций:
2H 2(Г) + О2(Г) = 2Н 2 О (Г) + 483,2 кДж – экзотермическая;
N 2 O4( г )  2NO2( г )  58,1 кДж – эндотермическая.
Величина теплового эффекта реакции относится к определенному количеству вещества. Так, 483,2 кДж относится к образованию 2 моль газообразной воды. Тепловой эффект реакции, отнесенный к образованию 1 моль вещества из простых веществ в их
устойчивых состояниях, называется теплотой образования данного вещества Q f . Так, Q f газообразной воды составляет по уравнению
H2(г )  1 / 2 О2( г )  Н2О ( г )  241,6 кДж
241,6 кДж/моль.
23
Количество теплоты, выделившейся или поглотившейся в результате реакции, проведенной при постоянном давлении
 p  const  , называется энтальпией Н. Положительная величина
теплового эффекта (экзотермическая реакция) соответствует отрицательной величине Н реакции и наоборот. Если Н реакции
относится к образованию 1 моль сложного вещества из простых
веществ, то оно называется энтальпией образования вещества
Н f .


Величина энтальпии зависит от агрегатного состояния, количества и концентраций веществ, парциальных давлений газообразных
компонентов, а также от условий проведения опыта. В справочниках обычно приводятся стандартные энтальпии образования
Н f 298 , которые относятся к образованию 1 моль соединения из


простых веществ в их
устойчивых
состояниях при

t  25 C  298 К  и p  101,3 кПа . Н f 298 простых веществ в их
устойчивых состояниях принимаются равными нулю.
Важно знать, к какому агрегатному состоянию относится Н f .
Например, уровень энтальпии газообразной воды лежит выше
уровня энтальпии жидкой воды. Это связано с тем, что при фазовом переходе H 2 O(г ) → H 2 O(ж) выделяется теплота конденсации
[1].
Жидкую воду можно получить из водорода и кислорода двумя
путями.
Первый путь: H2( г )  1 / 2 О2( г )  Н2О ( ж ) ; Н  285,5 кДж .
Второй путь: H2( г )  1 / 2 О2( г )  Н2О ( г ) ; Н  241,6 кДж ,
H2Ог  Н2О ( ж ) ; Н  43,9 кДж .
В обоих случаях энтальпия образования жидкой воды составит
–285,5 кДж/моль, т. е. Н f не зависит от способа получения вещества. В этом заключается основной закон термохимии, открытый
в 1840 г. русским химиком Г. И. Гессом. Смысл его состоит
в том, что изменение энтальпии в ходе химической реакции определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов
реакции и не зависит от пути перехода от начальных веществ к
конечным.
24
Для термохимических расчетов обычно используют следствия
из закона Гесса, которые позволяют определить тепловые эффекты
многочисленных химических реакций, не прибегая к измерениям
[1].
Первое следствие из закона Гесса показывает, что изменение
энтальпии химической реакции при стандартных условиях равно
сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за
вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ:
H   ni Н о f 298продуктов   ng Н о f 298исх.в-в ,
i
где
Н
–
энтальпия
g
химической
реакции;
Н f 298продуктов
и Н f 298исх.в-в – стандартные теплоты образования, соответственно,
продуктов реакции и исходных веществ (приводятся в справочных
таблицах [3]); ni и ng – стехиометрические коэффициенты перед
формулами соответствующих веществ в уравнении реакции.

Пример 1. Рассчитать Н 298
реакции взаимодействия магния
с оксидом углерода (IV):
2Mg к  CO2г  2МgОк  Сграфит .
Решение. Стандартные энтальпии образования МgО к и CO2 Г 
равны соответственно –601,8 и –395,5 кДж/моль (по данным справочных таблиц [3]). Отсюда для стандартной энтальпии реакции

Н 298
находим
Н 298  2   601,8 кДж/моль    393,5 кДж/моль   810 кДж .

Так как Н 298
< 0, то реакция является экзотермической.
Пример 2. При полном восстановлении 80 г Fe2O3к оксидом
углерода (II) выделяется 13,4 кДж. Рассчитать Н f 298 Fe 2 O3 .

Решение. Н 298
реакции восстановления 1 моль Fe 2 O3 находим из пропорции
160
x

; x  26,8 кДж; Н 298реакции  26,8 кДж .
80 13, 4
Н f 298 Fe 2 O3 находим из уравнения реакции
25
Fe2 O3( к )  3СО( г )  2Fe( к )  3CO 2( г ) ; Н298  26,8 кДж .
Стандартные энтальпии образования CO2г  и СО г  соответственно равны –393,5 и –110,5 кДж/моль (по данным справочных

таблиц [3]). Н 298
образования Fe 2 O3 обозначим через x. Тогда
3   393,5  3   110,5  x  26,8 , откуда x  822,2. Таким
образом, Н f 298 Fe 2 O3 составляет –822,2 кДж/моль.
Второе следствие из закона Гесса показывает, что изменение
энтальпии химической реакции при стандартных условиях равно
сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции:
H   ni Н о сгор.исх.в-в   ng Н осгор.продуктов ,
i
где
Н
–
энтальпия
g
химической
реакции;
o
Н сгор.исх.веществ
o
и Н сгор.продуктов
– стандартные теплоты сгорания, соответственно,
исходных веществ и продуктов реакции (приводятся в справочнике); ni и ng – стехиометрические коэффициенты перед формулами
соответствующих веществ в уравнении реакции.
o
Стандартной энтальпией сгорания Н сгор
называется тепловой эффект реакции сгорания 1 моль вещества при стандартных
условиях с образованием СО 2 , Н 2 О, N 2 .
Второе следствие из закона Гесса используют для расчёта тепловых эффектов реакций, в которых участвуют органические вещества, так как для этих веществ проще определить теплоту сгорания,
чем теплоту образования.
Пример 3. При сгорании 3,2 г серы выделилось 27,9 кДж.
Рассчитать теплоту образования SO2 .
Решение.
Из
уравнения
реакции
горения
серы
S ( к )  О 2( г )  SO 2( г ) следует, что при сгорании 1 моль серы образуется 1 моль SO 2 . Значит, для получения 1 моль SO 2 требуется сжечь
32 г серы и при этом выделяется х кДж. Теплоту образования SO2г
находим из пропорции
26
3, 2 27,9
32  27,9

; x
 279; x  279 кДж/моль .
32
x
3, 2
Тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции,
измеряют в калориметрических установках различных конструкций [2]. Так, тепловой эффект нейтрализации 1 эквивалента любой
сильной кислоты любым сильным основанием в разбавленных
водных растворах, измеренный с помощью калориметра, составляет –57,22 кДж/моль при 298 К, то есть не зависит от природы исходных веществ, а взаимодействие определяется реакцией:
0
H   OH   H 2 O(ж ) Н 298
= –57,22 кДж/моль.
Этот факт подтверждает полную диссоциацию сильных электролитов в водных растворах. Например, нейтрализация азотной
кислоты гидроксидом калия в разбавленных водных растворах сводится к образованию 1 моль жидкой воды и сопровождается тепловым эффектом –57,22 кДж/моль:
НNO3 + KOH = KNO3 + H2O(ж);
Н+ + NOˉ3 + K+ + OHˉ = K+ + NOˉ3 + H2O(ж) ;
0
Н+ + ОНˉ = Н2О(ж) Н 298
= –57,22 кДж/моль.
При нейтрализации слабых кислот и слабых оснований энтальпия нейтрализации меньше, так как при ионизации кислоты и основания затрачивается энергия.
Экспериментальная часть
Тепловой эффект реакции нейтрализации азотной кислоты
гидроксидом калия измеряют в калориметрической установке [2],
схема которой изображена на рис. 1. Она состоит из двух калориметрических сосудов: наружного 4 и внутреннего 3. Во избежание
потерь теплоты через стенки калориметрического сосуда он помещается на подставку из пенопласта (материал с малой теплопроводностью). Калориметр закрывается крышкой 5 с тремя отверстиями: для воронки 2, мешалки 1 и термометра 6.
27
Рис. 1. Калориметрическая установка:
1 – мешалка; 2 – воронка; 3 – внутренний калориметрический сосуд; 4 – наружный
калориметрический сосуд; 5 – крышка; 6 – термометр
Выполнение опыта. Перед началом опыта узнать массу калориметрической установки у лаборанта.
Собрать калориметрическую установку и через воронку в калориметрический сосуд налить отмеренные мерным цилиндром
50 мл 1 М раствора HNO3. Во второй мерный цилиндр налить
50 мл 1 М раствора KOH и поставить его на 3–4 мин для выравнивания температуры рядом с калориметром [3].
Опустить термометр в стакан с раствором щелочи и замерить
температуру раствора (Тщёлочи) с точностью до 0,1 К. Затем, ополоснув шарик термометра водой и осушив его фильтровальной бумагой, опустить термометр в раствор кислоты. Замерить температуру
раствора кислоты (Ткислоты).
Через воронку вылить раствор щелочи в кислоту и, непрерывно перемешивая раствор мешалкой, измерять температуру. Отметить самую высокую температуру Тк. Результаты измерений занести в табл. 1, форма которой приведена ниже.
Таблица 1
Результаты измерений температуры
Масса
калориметрического
сосуда m, кг
Суммарный объем
жидкости в стакане
V, мл
100
28
Температура, К
Тщёлочи
Ткислоты
Тк
Запись результатов опыта. Составить термохимическое
уравнение проведенной реакции. Рассчитать её тепловой эффект и
относительную погрешность опыта. Ход расчёта следующий:
1. Вычислить суммарную теплоемкость системы по формуле
С = с1m1 + c2m2 + c3m3,
(1)
где С – суммарная теплоемкость системы; c1, c2 – удельные теплоемкости растворов кислоты и щелочи, принимаемые равными
удельной теплоемкости воды, 4,19 кДж/(кгК); с3 – удельная теплоемкость стекла 0,75 кДж/(кгК); m1, m2 – массы растворов кислоты
и щелочи, кг (плотности растворов кислоты и щелочи принять
равными плотности воды, 1000 кг/м3); m3 – масса калориметра, кг.
2. Вычислить теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся
в калориметре, по формуле
q = С(Тк – Тн),
(2)
где Тк – конечная температура жидкости в калориметре, К; Тн –
начальная температура жидкости, К, определяемая по формуле
Тн 
Т щёлочи  Т кислоты
.
(3)
2
3. Рассчитать число молей нейтрализованной кислоты (щелочи) n, учитывая заданную молярную концентрацию и объем раствора. В 1000 мл раствора содержится 1 моль кислоты (или щелочи), в 50 мл содержится в 200 раз меньше, т. е. 1/200 = 0,05 моль.
4. Рассчитать изменение энтальпии реакция нейтрализации
(кДж/моль) по формуле
q
(4)
Н экспер   .
n
5. Рассчитать относительную погрешность δотн (%), сравнивая
полученную в результате расчёта энтальпию Н экспер с теоретической Н теор :
отн (%) 
Н экспер  Н теор
Н теор
100 % ,
(5)
где Н теор  57, 22 кДж/моль.
29
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Какие уравнения называются термохимическими? Приведите
примеры.
2. При каких условиях тепловой эффект химической реакции численно равен изменению энтальпии?
3. Для каких измерений используется калориметрическая установка?
4. На что указывает знак Н в проведенном опыте?
5. Почему тепловые эффекты реакций нейтрализации соляной и
азотной кислот гидроксидом калия одинаковы, но отличаются от теплоты
нейтрализации уксусной кислоты? В каком случае теплота нейтрализации
больше?
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Какой знак имеет стандартная теплота образования:
а) жидкой воды; б) газообразной воды? Какая из указанных величин
больше
по
абсолютному
значению?
Объясните,
почему
Q f H 2O ( г ) < Q f H2O ( ж ) .
2. Что показывает энтальпия? Что показывает Н f 298 ?
3. Какой знак имеет изменение энтальпии в следующих процессах:
а) сгорание водорода;
б) конденсация водяного пара;
в) разложение воды на водород и кислород;
г) замерзание воды?
4. Указать уравнение реакции, Н которой является энтальпией
образования вещества:
а) СаO(к)  CO2(г)  CaCO3(к) ;
б) C(к)  2Cl2(г)  CCl4(к) ;
в) CF4(г)  C(к)  2F2(г) .
5. Для какого вещества энтальпия образования равна нулю?
а) H 2 O 2 ; б) H 2SO 4 ; в) O 2 ; г) O 3 .
30
Список литературы
1. Практикум по неорганической химии : учеб. пособие для вузов /
Л. В. Бабич, С. А. Балезин, Ф. Б. Глинкина и др. – М. : Просвещение,
1991. – 320 с.
2. Васильева З. Г. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии / З. Г. Васильева, А. А. Грановская, А. А. Тапёрова. – Л. : Химия,
1986. – 288 с.
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие для вузов / под ред. В. А. Рабиновича. – Л. : Химия, 2006. – 272 с.
Лабораторная работа 3
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цель работы – изучение зависимости скорости химической
реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры;
исследование смещения химического равновесия.
Оборудование и реактивы. Водяная баня. Термометр на
50 °С. Секундомер. Штатив с большими сухими и мерными пробирками. Стеклянные палочки и пипетки. Хлорид калия (кристаллический). Растворы: тиосульфата натрия 0,2 М, серной кислоты
20%-й, хлорида железа (III) 0,0025 и 0,1 н, роданида калия 0,0025 и
0,1 н.
Основные теоретические сведения
Химические реакции протекают с различной скоростью. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. С другой стороны, химические реакции в почвах, в горных
породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет [1].
Скорость реакции – это изменение количества реагирующего
(исходного) вещества или получающихся веществ (продуктов) в
единицу времени в единице реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой про-
31
текает реакция. Средняя скорость ср (моль/лс) выражается формулой
ср 
С
,

(1)
где ΔС = Ск – Сн – изменение концентрации реагирующего вещества, моль/л; Ск и Сн – конечная и начальная концентрации, соответственно; Δτ – промежуток времени, с.
Пример 1. В сосуде емкостью 2 л смешали по 2 моль газов А
и В. Через 25 с в сосуде осталось 0,5 моль непрореагировавшего
газа А. Вычислите среднюю скорость реакции.
Решение. Вычислим исходную и конечную молярную концентрации вещества А. Она показывает, какое количество вещества
содержится в 1 л смеси:
C ( A)исх 
C ( A)к 
( А)исх 2 моль

 1 моль/л ;
V
2л
( А)к 0,5 моль

 0,25 моль/л.
V
2л
Вычислим изменение концентрации реагирующего вещества А:
С ( А)  Ск ( А)  Сисх ( А)  0, 25 моль/л  1 моль/л  0,75 моль/л .
Вычислим скорость реакции:
v
С ( А)
0,75 моль/л

 0,03 моль / (л  с) .

25 с
В большинстве случаев химическое уравнение реакции отражает лишь суммарный процесс, а коэффициенты указывают на то,
что число реагирующих частиц больше трёх. Такие реакции являются сложными[2]. Они протекают через ряд последовательных
стадий, называемых элементарными. Так, например, реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой, выражаемая суммарным уравненим
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S,
32
(2)
протекает в три стадии:
I стадия
Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4,
II стадия
H2S2O3 = H2SO3 + S ,
III стадия
H2SO3 = SO2↑ + H2O,
из которых реакции первой и третьей стадий идут практически
мгновенно, а реакция второй стадии – медленно. Её называют лимитирующей. Скорость лимитирующей элементарной реакции
и определяет скорость сложной реакции в целом. Поэтому скорость
рассматриваемой сложной реакции будет зависеть только от скорости разложения тиосерной кислоты Н2S2O3.
Скорость химических реакций зависит от следующих факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.
Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции впервые установил в 1865 г. Н. Н. Бекетов. Позднее, в 1867 г.,
норвежские ученые Гульдберг и Вааге сформулировали это положение в более общей форме, получившей название закона действующих масс (з.д.м.): при постоянной температуре скорость
химической реакции пропорциональна произведению концентраций
реагирующих веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.
Так, закон действующих масс запишется в виде кинетического
уравнения:
для мономолекулярной реакции А  В ,   kС А ;
для бимолекулярной реакции А  В  АВ ,   kС АСВ ;
для тримолекулярной реакции А  2В  АВ2 ,   kСАСВ 2 ,
где υ – скорость реакции; СА и СВ – концентрации реагирующих
веществ, моль/л; k – константа скорости реакции.
Для гетерогенных реакций концентрации твердых веществ не
входят в выражение для скорости.
Пример 2. Составить выражение для скорости реакции в гомогенной системе:
Na2S2O3 + H2SO4 ⇄ Na2SO4 + SO2 + H2O + S.
Решение. Как указывалось выше, рассматриваемая реакция
относится к сложным, а её скорость определяется скоростью лимитирующей реакции разложения тиосерной кислоты Н2S2O3. Поэтому математическое выражение для суммарной скорости реакции
можно записать так:
33
v  k  CNa 2S2O3 .
Пример 3. Составить кинетическое уравнение для гетерогенной реакции горения угля:
С(тв) + О2 = СО2 (г).
Решение. Математическое выражение скорости будет иметь вид
v  k  CO .
2
Влияние температуры на скорость реакции устанавливает
правило Вант-Гоффа: повышение температуры на каждые 10 С
увеличивает скорость реакции примерно в 2–4 раза. Это объясняется тем, что с повышением температуры увеличивается доля активных молекул в системе, а следовательно, увеличивается и число
столкновений активных молекул в единицу времени, приводящее
к образованию продуктов реакции.
Математически зависимость скорости реакции от температуры
выражается уравнением
vT2  vT1 
T2 T1
10
,
где vT2 , vT1 – скорости реакции при конечной Т2 и начальной Т1 температурах; γ – температурный коэффициент скорости реакции; Т2 –
Т1 – разность конечной и начальной температур.
Пример 4. Определить, как изменится скорость химической
реакции при повышении температуры от 20 до 50 С, если температурный коэффициент данной реакции равен двум.
Решение.
50 С   20 С  2
5020
10
  20 С  23   20 С  8,
т. е. скорость реакции возрастает в восемь раз.
Экспериментальное определение зависимости скорости реакции от вышеуказанных факторов осуществляют с помощью химических и физических методов. Растворы реагирующих веществ известной концентрации смешивают и отмечают время, в течение
которого произошло изменение какого-либо свойства системы: оптической плотности, электропроводности и др. На основании полученных данных строят кинетические кривые, отражающие изменение концентрации реагирующих веществ во времени при постоянной температуре, а также при её увеличении [1].
34
Все химические реакции можно разделить на необратимые,
которые протекают до конца, и обратимые. Обратимые реакции
протекают в двух противоположных направлениях – прямой и обратной [2]. Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, наступает состояние химического равновесия, характеризующееся константой равновесия К. Для гомогенной реакции
mA + nB ⇄ pC + gD
выражение константы химического равновесия K имеет вид
K
[C ] p  [ D]g
,
[ A]m  [ B]n
где [A]; [B]; [C]; [D] – равновесные концентрации веществ А, В, С,
D; m, n, p, g – стехиометрические коэффициенты.
Для гетерогенных реакций в выражение константы равновесия
не входят концентрации твердых фаз.
Пример 5. Реакция образования йодоводорода протекает по
2HI . Исходная концентрация водорода равна
уравнению H 2  I 2
1 моль/л, а йода – 0,6 моль/л. Рассчитать концентрации всех трех
веществ в момент равновесия, если к моменту его установления
при некоторой температуре в реакцию вступило 50 % водорода.
Чему равна константа равновесия?
Решение. Из уравнения реакции видно, что вследствие взаимодействия 1 моля водорода с 1 молем йода образуется 2 моля йодоводорода. По условию задачи в реакцию вступило 50 % водорода, т. е. 0,5 моль/л, следовательно, в реакцию вступило столько же
молей йода и образовался 1 моль/л йодоводорода. Отсюда в момент
равновесия концентрации веществ следующие:
 Н2   1  0,5  0,5 моль/л ,
I2   0,6  0,5  0,1 моль/л ,
 НI  1 моль/л .
Константу равновесия рассчитывают по уравнению
 HI  1  20 .
 H 2    I2  0,5  0,1
2
35
Химическое равновесие подвижно, динамично. Внешним воздействием на равновесную систему можно изменять ее состояние,
т. е. сместить равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону
обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление
смещения равновесия, называется принципом Ле-Шателье: если
на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то
равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному воздействию.
Так, уменьшение концентрации одного из веществ вызовет
смещение равновесия в сторону образования этого вещества; повышение давления сместит равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, а
уменьшение давления – наоборот; повышение температуры сместит равновесие в сторону эндотермической реакции и наоборот.
Пример 6. Изменение каких условий способствует смещению
равновесия вправо:
N2O4(газ) ⇄ 2NO2(газ), Н = +23,2 кДж/моль.
Решение. Согласно принципу Ле-Шателье смещению равновесия вправо способствует:
а) увеличение концентрации N2O4;
б) уменьшение концентрации NO2;
в) повышение температуры;
г) понижение давления.
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Изучение влияния концентрации реагирующих
веществ на скорость химической реакции [1]
В основу данного опыта положена окислительно-восстановительная реакция (2) между тиосульфатом натрия и серной кислотой. Процесс этот, протекая многостадийно, приводит к слабой
опалесценции (свечению) и дальнейшему помутнению раствора от
выделившейся свободной серы.
При выполнении опыта необходимо зафиксировать время
(в секундах) от момента сливания исходных растворов тиосульфата
36
натрия и серной кислоты до заметного помутнения раствора вследствие образования свободной серы. Это время и принимают за время протекания окислительно-восстановительной реакции.
Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата
натрия различной концентрации. Для этого пронумеровать три
большие сухие пробирки. В пробирку № 1 налить 15 мл 0,2 М раствора тиосульфата натрия, в пробирку № 2 – 10 мл раствора тиосульфата натрия и 5 мл дистиллированной воды, в пробирку № 3 –
5 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл дистиллированной воды.
В три мерные пробирки налить по 5 мл 20%-го раствора серной кислоты. Последовательно добавить по 5 мл раствора серной
кислоты в пробирки № 1, 2, 3, каждый раз отмечая по секундомеру
время реакции. (Выливать серную кислоту в раствор тиосульфата
натрия нужно быстро.)
Запись результатов опыта. Полученные в опыте экспериментальные данные, а также рассчитанные по формуле (1) средние
скорости реакции υ (моль/лс) занести в табл. 2.
На основании данных табл. 2 построить график зависимости
скорости реакции υ (моль/лс) от концентрации С (моль/л) тиосульфата натрия. Сделать вывод о характере этой зависимости.
Объяснить, почему зависимость выражается прямой линией.
Таблица 2
Результаты изучения влияния концентрации реагирующих веществ
на скорость реакции
Показатель
Номер пробирки
1
2
3
15
10
5
0
5
10
5
5
5
20
20
20
Объем 0,2 М раствора тиосульфата натрия, мл
Объем дистиллированной воды, мл
Объем 20%-го раствора серной кислоты, мл
Суммарный объем реакционной смеси, мл
Молярная концентрация раствора тиосульфата
0,15
0,1
после разбавления в 20 мл раствора, С, моль/л
Время реакции*, с
Средняя скорость реакции** υ, рассчитанная по
изменению концентрации тиосульфата натрия,
моль/лс
_________________
* Данные в таблицу вносят по результатам измерений.
** Данные вносят по результатам расчета по формуле (1).
0,05
37
ОПЫТ 2. Изучение влияния температуры на скорость
химической реакции [1]
В основу опыта положена та же реакция между тиосульфатом
натрия и серной кислотой (2).
При выполнении опыта необходимо зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но
одинаковых концентрациях реагирующих веществ. Это время и
принимают за время протекания окислительно-восстанови-тельной
реакции.
Выполнение опыта. Пронумеровать три большие сухие пробирки и налить в каждую по 15 мл 0,2М раствора тиосульфата
натрия. В три мерные пробирки налить по 5 мл 20%-го раствора
серной кислоты. В пробирку № 1 с раствором тиосульфата натрия
опустить термометр, измерить и записать температуру раствора.
Вынуть термометр, прилить 5 мл раствора серной кислоты в пробирку № 1, отметить по секундомеру время реакции.
Подготовить водяную баню с температурой на 12–15 °С выше
комнатной, опустить в неё большую пробирку № 2 с раствором
тиосульфата натрия и пробирку с серной кислотой. В пробирку
№ 2 опустить термометр и следить за повышением температуры
раствора. Держать пробирку № 2 с раствором и пробирку с серной
кислотой на водяной бане до тех пор, пока их температура не станет на 10 °С выше, чем пробирки № 1. После этого прилить отмеренное количество серной кислоты к раствору тиосульфата натрия
в пробирке № 2 и отметить время реакции.
Нагреть водяную баню, приливая в неё горячую воду так, чтобы температура бани на 25–30 °С превышала комнатную. Опустить
в баню пробирку № 3 с раствором и пробирку с серной кислотой.
В пробирку № 3 опустить термометр и следить за повышением
температуры. Как только температура пробирки № 3 станет
на 20 °С выше, чем пробирки № 1, вынуть термометр, прилить
в пробирку № 3 к раствору тиосульфата натрия отмеренное количество серной кислоты и отметить время реакции.
Запись результатов опыта. Полученные в опыте экспериментальные данные, а также рассчитанные по формуле (1) средние
скорости реакции υ (моль/лс) занести в табл. 3.
По данным табл. 3 построить график зависимости скорости
реакции υ (моль/лс) от температуры t (°С). Сделать вывод о характере этой зависимости.
38
Таблица 3
Результаты изучения влияния температуры на скорость реакции
Показатель
Объем 0,2 М раствора тиосульфата натрия, мл
Объем 20%-го раствора серной кислоты, мл
Суммарный объем реакционной смеси, мл
Молярная концентрация раствора тиосульфата
после разбавления в 20 мл раствора, С, моль/л
Температура раствора* t, °С
Время реакции*, с
Средняя скорость реакции** υ, рассчитанная
по изменению концентрации тиосульфата
натрия, моль/лс
Номер пробирки
1
2
3
15
10
5
5
5
5
20
20
20
0,15
0,15
0,15
__________________
* Данные в таблицу вносят по результатам измерений.
** Данные вносят по результатам расчета по формуле (1).
ОПЫТ 3. Изучение смещения химического равновесия при изменении концентрации веществ [3]
Обратимая реакция между хлоридом железа (III) и роданидом
калия протекает по уравнению
FeCl3 + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)3 + 3KCl.
Образующийся в результате реакции роданид железа (III) имеет темно-красный цвет. По изменению интенсивности окраски
можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, т. е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.
Выполнение опыта. В большую пробирку налить 10 мл
0,0025 н раствора хлорида железа (III) и добавить такое же количество 0,0025 н раствора роданида калия. Раствор размешать стеклянной палочкой и разлить в предварительно пронумерованные
четыре пробирки. Пробирку № 4 с раствором оставить в качестве
контрольной (для сравнения). Внести в пробирку № 1 несколько
капель концентрированного раствора хлорида железа, в пробирку
№ 2 – несколько капель насыщенного раствора роданида калия, в
пробирку № 3 – несколько кристаллов хлорида калия. Осторожно
перемешать растворы в пробирках и сопоставить интенсивности
39
окраски полученных растворов с цветом исходного раствора в контрольной пробирке № 4.
Запись результатов опыта. Результаты наблюдений занести
в табл. 3, форма которой приведена ниже. Составить ионномолекулярное уравнение проведенной реакции. Написать выражение для константы равновесия.
Таблица 3
Результаты изучения влияния концентрации веществ
на смещение равновесия
№
пробирки
1
2
3
Добавляемое
вещество
FeCl3
KCNS
KCl
Изменение
интенсивности окраски
(ослабление, усиление)
Направление
смещения равновесия
(вправо, влево)
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. В чём заключается кинетическая характеристика химической реакции? Перечислите факторы, от которых она зависит.
2. Какая стадия сложной реакции называется лимитирующей?
3. Какой вид имеет кинетическое уравнение изучаемой в опыте 1
реакции?
4. Почему в качестве первой точки кривой скорости реакции в первом опыте правомерно использовать точку начала координат?
5. Почему графическая зависимость скорости реакции от температуры не может выражаться прямой линией? Используя уравнение ВантГоффа, установите форму линии и обоснуйте, почему нельзя начинать эту
линию от начала координат.
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Напишите математическое выражение скорости для следующих
реакций:
H 2  Cl2  2HCl ;
2H 2  O2  2H 2 O ;
CuO  H 2  Cu  H 2 O .
40
2. Как изменяется скорость реакции 2NO  O2  2NO 2
а) при увеличении концентрации NO в два раза;
б) при одновременном увеличении концентрации NO и O2 в три
раза?
3. Чему равна константа скорости химической реакции? Каков физический смысл этой величины?
4. Напишите математическое выражение константы химического
равновесия для следующих реакций:
N 2  3H 2  2NH3 ;
2NO 2  N 2 O 4 .
5. В какую сторону сместятся равновесия
2СО  О2  2СО2  568, 48 кДж ;
2SО 2  О 2  2SО3  172,38 кДж ;
2HBr  H 2  Br2  59,83 кДж ;
2N 2  О2  2N 2 O  56,90 кДж
а) при понижении температуры;
б) при повышении давления?
Список литературы
1. Волков Н. И. Химия : учеб. пособие / Н. И. Волков, М. А. Мелихова. – М.: Изд. центр «Академия», 2007. – 336 с.
2. Глинка Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 704 с.
3. Васильева З. Г. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии / З. Г. Васильева, А. А. Грановская, А. А. Тапёрова. – Л. : Химия,
1986. – 288 с.
Лабораторная работа 4
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Цель работы – изучение характера диссоциации гидроксидов
цинка и никеля, поведения индикаторов в различных средах,
наблюдение смещения равновесия в растворах электролитов, исследование процессов обратимого и необратимого гидролиза солей.
41
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками. Пипетки
безразмерные. Растворы: хлороводородной кислоты 1 н; уксусной
кислоты 0,1 н; гидроксида натрия 1 н; гидроксида аммония 0,1 н;
сульфата никеля 0,5 н; сульфата цинка 0,5 н; хлорида бария 0,5 н;
сульфата натрия 0,5 н; хлорида алюминия 0,5 н; сульфата натрия
0,5 н. Ацетат натрия. Хлорид аммония. Карбонат натрия. Хлорид
калия. Хлорид алюминия. Ацетат аммония. Индикаторы: универсальная индикаторная бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый
оранжевый.
Основные теоретические сведения
Все вещества можно разделить на электролиты – вещества,
проводящие электрический ток в водном растворе или расплаве,
и неэлектролиты – не проводящие его. Молекулы электролитов
способны распадаться на ионы, которые и являются проводниками
электричества. К электролитам относятся водные растворы кислот,
оснований и солей. Процесс самопроизвольного распада вещества
на ионы называется электролитической диссоциацией [1].
Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода
и кислотные остатки. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H3 PO4 ⇄ H  H2 PO4 ;
I-я ступень
II-я ступень
H2 PO4 ⇄ H  HPO24 ;
III-я ступень
HPO24 ⇄ H  PO34 .
Основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов
и катионов. Многокислотные основания подвергаются многоступенчатой диссоциации:
Cu(OH) 2 ⇄ (CuOH)  OH ;
I-я ступень
II-я ступень
(CuOH) ⇄ Cu 2  OH  .
Гидроксиды металлов, которые в водных растворах могут диссоциировать по кислотному и основному типу, называются амфолитами (амфотерными гидроксидами). Это, например, Be(OH)2,
Zn(OH)2, Al(OH)3, Gr(OH)3 и др. Схема диссоциации гидроксида
цинка с учетом гидратации запишется так:
42
[Zn  Н2 О 4 ]2  2OH ⇄ Zn(OH) 2  4H 2 O ⇄ [Zn(OH4 )]2  2H3 O .
в кислой среде
в щелочной среде
Растворимые соли при диссоциации образуют катионы и кислотные остатки:
K 3 PO 4 → 3K  PO34 ;
NaHCO3 → Na   HCO3 ;
MgOHCl → MgOH  Cl .
Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью диссоциации [1].
Степень диссоциации α – это отношение числа молекул,
распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества:
n
 ,
N
где n – число распавшихся молекул; N – исходное число растворенных молекул. Степень диссоциации выражают в процентах.
В зависимости от значения степени диссоциации электролиты
можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют практически полностью, то есть
необратимо. К классу сильных электролитов относятся кислоты:
соляная НCl, азотная HNO3, серная H2SO4, хлорная HClO4, бромоводородная HBr, иодоводородная HI и др.; гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, а также большинство растворимых солей. Слабые электролиты диссоциируют в незначительной степени,
то есть обратимо. К слабым электролитам относятся кислоты: сероводородная H2S, угольная H2CO3, циановодородная HCN, азотистая HNO2; органические кислоты: муравьиная HCOOH, уксусная
CH3COOH, щавелевая H2C2O4, большинство оснований: гидроксид
меди Cu(OH) 2 , гидроксид цинка Zn(OH)2, гидроксид железа
Fe(OH)3, гидроксид аммония NH4OH и др.; вода; малорастворимые
соли.
Равновесие и его смещение в растворах слабых электролитов. Установившееся в растворе слабого электролита равновесие
HA ⇄ H+ + A− можно нарушить. Так, если увеличить концентрацию
43
ионов Н+ в растворе слабого электролита, прибавив кислоты, то это
вызовет смещение равновесия влево. При этом увеличится концентрация молекул слабого электролита НА, т. е. степень диссоциации
уменьшится. Аналогичного эффекта можно добиться, добавив к
раствору растворимую соль кислоты НА, содержащую ион А [1].
Пример 1. Требуется понизить кислотность раствора уксусной кислоты.
Решение. Для уксусной кислоты выражение константы диссоциации имеет вид
CH3COO    H 
K.
CH3COOH
Благодаря тому, что константа диссоциации слабого электролита при данной температуре – величина постоянная, можно искусственно изменять концентрации отдельных ионов в растворе.
Если увеличить концентрацию СН3СОО–, то в силу постоянства K
концентрация ионов водорода должна понизиться. Увеличения же
концентрации ионов СН3СОО– можно добиться очень просто: прибавить к раствору хорошо растворимую соль уксусной кислоты,
например СН3СООNa.
Об этом можно судить по изменению окраски индикатора. Если в растворе СН3СООН метилоранж имел красную окраску, то
после добавления ацетата натрия индикатор примет оранжевую
окраску.
Подобным же образом при прибавлении к раствору NH4OH
какой-нибудь аммонийной соли, например NH4Cl, понижается концентрация ионов ОН–, т. е. щелочность раствора. Поэтому окраска
индикатора фенолфталеина изменится с малиновой на бесцветную.
Ионно-молекулярные уравнения реакций в растворах
электролитов. Так как электролиты в водных растворах диссоциированы на ионы, то и реакции в них проходят между ионами. Поэтому реакции в растворах электролитов обычно изображаются при
помощи ионных уравнений, преимущество которых перед молекулярными состоит в том, что они выражают сущность происходящих реакций [2].
Ионные реакции в большинстве случаев практически необратимы и проходят до конца слева направо, если продуктами их являются труднорастворимые вещества (осадки), газы либо слабодиссоциирующие вещества (слабые электролиты).
44
Пример 2. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной
форме реакции взаимодействия между следующими веществами:
а) ВаCl2 и Na2SO4; б) Na2SO3 и HCl; в) CH3COOK и H2S04; г) KOH
и HCl.
Решение. Обменные реакции между электролитами являются
практически необратимыми и идут до конца в случае образования
малорастворимых, слабодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций
надо помнить о том, что малорастворимые, слабодиссоциирующие
и газообразные вещества записывают в виде молекул, а сильные
электролиты – в виде тех ионов, на которые они диссоциируют.
Исходя из вышесказанного, реакции взаимодействия между
названными веществами в молекулярном и ионном видах запишутся следующим образом:
а) молекулярное уравнение реакции
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl,
сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Ba 2  SO24  BaSO4 ;
б) молекулярное уравнение реакции
Na2SО3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O,
сокращенное ионно-молекулярное уравнение
SO32  2H  SO2  H2O ;
в) молекулярное уравнение реакции
2CH3COOK + H2SO4 = K2SO4 + 2CH3COOH,
сокращенное ионно-молекурное уравнение
CH3COO  H  CH3COOH ;
г) молекулярное уравнение реакции
KOH + HCl = KCl + H2O,
сокращенное ионно-молекуляное уравнение
OH – + H + = H2O.
45
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Химически чистая вода обладает определённой, хотя и незначительной проводимостью. В чистой воде и в любом водном растворе
всегда присутствуют ионы водорода и свободные гидроксид ионы,
поскольку вода как сильнополяризованное вещество подвергается
электролитической диссоциации [1]:
H2O ⇄ H+ + OH−..
Константа диссоциации воды очень мала:
 H   OH 
Kд    
 1,8 1016 .
 H 2 O
Если пренебречь незначительной долей распавшихся молекул,
можно концентрацию недиссоциированной части воды принять
равной общей концентрации воды, которая составляет
1000
 55,55 моль/л .
18
Тогда [H+][OH–] = K[H2O] = 1,810-1655,55 = 110-14.
Установлено, что для воды и водных растворов произведение
концентрации ионов H+ и OH – – величина постоянная при температуре 22 С. Эта величина называется ионным произведением воды
Kв= [H+][OH–] = 1∙ 10-14 .
Ионное произведение воды показывает, что изменение концентрации одного из ионов закономерно влечёт изменение концентрации другого. Добавление к воде веществ кислого или основного
характера (увеличение концентрации ионов H+ или ОН−) приводит,
согласно принципу Ле Шателье, к смещению равновесия диссоциации воды влево, в результате снижаются концентрации ионов ОН−
или H+ .
Ионное произведение воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого
вида ионов, а именно:
K
Kв
[OH  ]  в .
 Н   
,

[H ]
[OH ]
 H 2 O 
Концентрации ионов водорода указывает на характер среды:
 в чистой воде H   OH   1014  107 моль/л – среда
нейтральная;
46
 [H+] > 10–7 моль/л – среда кислая;
 [H+] < 10–7 моль/л – среда щелочная.
Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов рН = –lg[H+]. Следовательно, в щелочной среде рН > 7, в нейтральной – рН = 7,
в кислой – рН < 7.
Пример 3. Вычислить рН раствора, если [H+] = 0,0001 =
10 моль/л.
Решение. [H+] = 0,0001 = 10–4 моль/л.
рН = –lg10–4 = 4. Следовательно, рН = 4.
–4
Индикаторы. Индикаторами называются химические соединения, меняющие окраску в определённой области значений рН
раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты
HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную
окраску. Различают индикаторы одноцветные и двухцветные. Одноцветным индикатором является фенолфталеин, бесцветный в
кислой и нейтральной среде и окрашивающийся в щелочной среде
в малиновый цвет [1]. Лакмус, меняющий окраску в кислой среде
в красный, а в щелочной – в синий, и метиловый оранжевый, для
которого красная окраска в кислой среде и желтая в щелочной являются двухцветными.
Гидролиз солей. При растворении некоторых солей в воде
нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с водой, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных или малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие
растворенного вещества с водой называется гидролизом. В результате протекания процесса гидролиза в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H+ или OH . Оно и определяет
реакцию среды (рН) раствора соли [2].
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
 катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;
 катионом слабого основания и анионом сильной кислоты;
 катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то анион соли взаимодействует с ионом Н+,
47
образуя слабый электролит. В растворе появляется избыточное количество ионов ОН– , реакция среды – щелочная.
При гидролизе соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, катион соли образует слабый
электролит с ионом ОН–, реакция среды – кислая.
Если соль образована катионом слабого основания и анионом
слабой кислоты, то гидролиз протекает и по катиону, и по аниону.
Реакция среды в зависимости от силы кислоты и основания – слабокислая или слабощелочная.
Ионы соли, образованной катионом сильного основания и
анионом сильной кислоты, не могут образовать с водой слабых
электролитов, и концентрация ионов H и OH в растворе не изменяется. Соль гидролизу не подвергается.
Пример 4. Составьте молекулярное и ионное уравнения гидролиза солей: а) К2СО3; б) CuCl2; в) Pb(CH3COO)2.
Решение. А. Карбонат калия K2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. Анионы CO32 , связывая
водородные ионы воды, образуют анионы НСО3-, а не молекулы
Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени,
соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение
гидролиза
CO32 + НОН ⇄ HCO3 + ОН–
или в молекулярной форме
К2СО3 + Н2О ⇄ НСО3 + КОН.
В растворе появляется избыток ионов OH  , поэтому раствор
К2СО3 имеет щелочную реакцию рН > 7.
Б. Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания
Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl. В данном случае катионы
Cu 2 связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2 не происходит,
так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы
Cu(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.
Соль CuCl2 гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное
уравнение гидролиза
Cu 2 + H2O ⇄ CuOH+ + H+
48
или в молекулярной форме
CuCl2 + H2O ⇄CuOHCl + HCl.
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор CuCl2 имеет кислую реакцию (рН > 7) .
В. Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания
Pb(OH)2 и слабой одноосновной кислоты CH3COOH. В данном
случае параллельно протекают два процесса:
Pb 2  + H2O⇄ PbOH + H+;
CH3COO + Н2О⇄ CH 3COOH + ОН-.
Ионно-молекулярное уравнение
Pb 2  + CH3COO + Н2О ⇄ PbOH+ + СН3СООН
или в молекулярной форме
Pb(СН3СОО)2 + Н2О ⇄ PbOHСН3СОО + СН3СООН.
Реакция раствора Pb(CH3COO)2 зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если Kкисл = Kосн, то
катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН = 7). Если Kкисл < Kосн, то гидролизу преимущественно подвергается анион соли и реакция раствора будет
слабощелочной. Если Kкисл > Kосн, то катион соли гидролизуется в
большей степени, чем анион. Поэтому в рассматриваемом случае
реакция раствора слабокислая.
Пример 5. Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и Na2CO3? Составьте ионно-молекулярное и
молекулярное уравнение реакции.
Решение. Соль Fe(NO3)3 гидролизуется по катиону, а Na2CO3 –
по аниону:
Fe3+ + Н2О ⇄ FeОН2+ + Н+;
CO32‫ ־‬+ Н2О ⇄ НСО‫־‬3- + ОН-.
Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН‫ ־‬взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования осадка и газа: Fe(ОН)3 и СО2.
49
Ионно-молекулярное уравнение имеет вид
2 Fe+3 + 3CO32- + 3Н2О = 2Fe(ОН)3 + СО2.
Молекулярное уравнение имеет вид
2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Fe(ОН)3 + 3СО2 + 6NaNO3.
Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации
одного из реагирующих веществ (воды) и приводит к усилению
гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит
слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, поэтому с повышением
температуры протекает полнее. Следовательно, при гидролизе соблюдается принцип Ле-Шателье.
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Изучение характера электролитической диссоциации
гидроксидов [3]
Выполнение опыта. В две пробирки внести по 10 капель 0,5н
раствора: в первую – ZnSO4, во вторую – NiSO4 и в каждую добавить по 3 капли (до образования осадков) раствора щелочи NaOH.
Определить химический характер образовавшихся гидроксидов.
Для этого осадки разделить на две части, к одной добавить раствор
кислоты HCl, а к другой – избыток раствора щелочи (до растворения осадка).
Запись результатов опыта. Составить схему возможных
уравнений реакций в ионно-молекулярной форме, привести уравнения диссоциации полученных гидроксидов.
ОПЫТ 2. Изучение равновесия и его смещения в растворах
слабых электролитов [3]
Выполнение опыта.
1. В две пробирки внести по 8–10 капель раствора уксусной
кислоты CH3COOH и по 1 капле метилового оранжевого. Добавить
в одну пробирку 2–3 кристалла ацетата натрия CH3COONa. Перемешать. Сравнить цвет растворов в пробирках.
50
2. В две пробирки внести по 4–5 капель раствора гидроксида
аммония NH4OH и по 1 капле фенолфталеина. Добавить в одну
пробирку 2–3 кристалла хлорида аммония NH4Cl. Перемешать содержимое пробирки. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Запись результатов опыта. Записать уравнение диссоциации
CH3COOH и CH3COONa, NH4OH и NH4Cl . Для слабых электролитов записать выражения констант диссоциации и указать направление смещения равновесия.
ОПЫТ 3. Изучение реакции в растворах электролитов [3]
Выполнение опыта.
1. В пробирку внести 8–10 капель хлорида бария и добавить
такой же объем сульфата натрия.
2. В пробирку к 4–5 каплям раствора карбоната натрия добавить такое же количество хлороводородной кислоты. Наблюдать
выделение газа.
Запись результатов опыта. Составить уравнения реакций в
молекулярном и ионном видах.
ОПЫТ 4. Изучение окраски кислотно-основных индикаторов [3]
Выполнение опыта. В три пробирки налить 10–15 капель дистиллированной воды и добавить: в первую – 1 каплю лакмуса,
во вторую – 1 каплю фенолфталеина, в третью – 1 каплю метилоранжа. Наблюдать окраску индикаторов. Затем в три другие пробирки налить по 8–10 капель соляной кислоты HCl и внести по 1
капле раствора лакмуса, метилоранжа, фенолфталеина. Наблюдать
изменение окраски индикаторов. Затем в следующие три пробирки
налить по 8–10 капель щелочи NaOH. В первую внести 1 каплю
лакмуса, во вторую – 1 каплю метилоранжа, в третью – 1 каплю
фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикаторов
Запись результатов опыта. Результаты опытов занести
в табл. 1, форма которой приведена ниже.
51
Таблица 1
Окраска индикаторов в различных средах
Окраска индикатора
в дистиллиров кислоте
в щелочи
ванной воде
Индикатор
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
ОПЫТ 5. Изучение реакции среды растворов некоторых солей [3]
Выполнение опыта. В пять пробирок налить дистиллированной воды 1/3 объема и добавить 2–3 капли раствора лакмуса, перемешать. Одну пробирку оставить в качестве контрольной,
а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония. По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции
среды в растворе каждой соли.
Запись результатов опыта. Полученные результаты внести
в табл. 2, форма которой приведена ниже. Написать ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
Таблица 2
Реакция среды в растворах солей
№
пробирки
Формула
соли
Окраска
лакмуса
Реакция
среды
рН
раствора
ОПЫТ 6. Изучение полного (необратимого) гидролиза солей [3]
Выполнение опыта. В пробирку внести по 6–8 капель раствора
хлорида алюминия и такой же объем раствора карбоната натрия.
Отметить выделение пузырьков и выпадение осадка.
Запись результатов опыта. Написать уравнения реакций, которые привели к образованию осадка и выделению газа.
52
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Почему в опыте 1 гидроксид кобальта растворился только в растворе кислоты, а гидроксид хрома (III) – в растворе кислоты и в растворе
щёлочи? Сделать вывод о характере электролитической диссоциации полученных гидроксидов.
2. Почему в опыте 2 произошло изменение окраски индикаторов
в растворах кислоты и основания при добавлении солей?
3. При каких условиях реакции в растворах электролитов необратимы?
4. Какую окраску приобретает лакмус в кислой, нейтральной и щелочной средах?
5. Какие соли не подвергаются гидролизу? Приведите примеры.
Вопросы и задания для самоконтроля
1. В чем сущность теории электролитической диссоциации?
2. Что такое степень электролитической диссоциации?
3. На какие группы условно делят электролиты по величине степени
диссоциации? Приведите примеры представителей этих групп.
4. Возможна ли реакция между гидроксидом натрия и хлоридом
калия?
5. Укажите реакцию среды растворов следующих солей:
а) сульфата натрия;
б) карбоната калия;
в) хлорида железа (III);
г) фторида аммония.
Список литературы
1. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2004. – 704 с.
2. Коровин Н. В. Общая химия : учеб. для техн. направ. и спец. вузов /
Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2004. – 706 с.
3. Васильева З. Г. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии / З. Г. Васильева, А. А. Грановская, А. А. Тапёрова. – Л. : Химия,
1986. – 288 с.
53
Лабораторная работа 5
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы – изучение окислительно-восстановительных
свойств элементов в низшей, промежуточной и высшей степенях
окисления; влияние среды на характер окислительно-восстановительных процессов.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками. Растворы:
дихромата калия 0,5 н; нитрита натрия 0,5 н; перманганата калия
0,5н; гидроксида калия 2 н; серной кислоты 2 н; хлороводородной
кислоты 2 н; йодида калия 0,5 н. Серная кислота концентрированная. Спирт этиловый. Йод кристаллический. Нитрат меди
Cu(NO3 )  3H 2 O кристаллический.
Основные теоретические сведения
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, в результате которых происходит переход электронов от
атомов одних элементов к другим и меняется их степень окисления. В соответствии с электронной теорией строения атома, переход электронов можно представить как единый процесс, состоящий
из двух полуреакций: полуреакции окисления и полуреакции восстановления, которые идут одновременно [1].
Окислением называется процесс отдачи электронов, при этом
степень окисления повышается. Вещества, которые отдают электроны, называются восстановителями.
Восстановление – это процесс присоединения электронов, при
этом степень окисления понижается. Вещества, которые принимают электроны, называются окислителями.
В окислительно-восстановительных реакциях важное значение
имеет степень окисления.
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле,
вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит
только из ионов [1]. При определении степени окисления атомов в
соединении руководствуются следующими правилами:
 водород в подавляющем большинстве соединений проявляет степень окисления +1, за исключением гидридов металлов
(NaH1 , KH1 , CaH21 ) , в которых она равна –1;
54
 кислород во всех соединениях проявляет степень окисления
–2, за исключением пероксидов (H2O21 , BaO21 ) , в которых она
равна –1, и фторида кислорода (O2 F2 ) , где равна +2;
 степень окисления атомов в простом веществе (H02 , O02 , Cl02 )
равна нулю;
 алгебраическая сумма всех степеней окисления в молекуле
равна нулю, а в ионе – заряду иона.
Например, определим степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Для этого сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода H21Sx O42 . Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение и решим его:
(1)  2  x 1  (2)  4  0 ; отсюда x  6 . Следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
В зависимости от степени окисления атомы (ионы) являются
окислителями или восстановителями. Только окислительными
свойствами обладают атомы (ионы), имеющие в соединениях высшую степень окисления. Они существуют в виде элементарных
ионов: H , Hg2 , Zn 2 и т. д.; простых веществ F2 и O 2 , атомы которых имеют высокую электроотрицательность и входят в состав
сложных ионов: S6 в ионе SO24 , N5 в ионе NO3 , Mn 7 в ионе
MnO4 и т. д.
Только восстановительными свойствами обладают атомы (ионы), имеющие в соединениях низшую степень окисления. Они существуют в виде ионов типа Cl , Br  , I , Se2 , Te2 или входят
в состав сложных ионов или молекул: N3 в ионе NH4 , O2 в молекуле H 2 O , S2 в молекуле H 2S .
Атомы, находящиеся в промежуточной степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N3
в молекуле HNO2 ; N2 в молекуле NO ; S4 в молекуле SO 2 ; S2
в молекуле SO .
Пример 1. Марганец Mn 7 в перманганат-ионе MnO4 не может отдавать электроны, так как имеет завершенную восьмиэлектронную оболочку 1s 2 2s 2 2 p6 3s 2 3 p6 4s0 3d 0 . Он может только при-
55
нимать электроны: Mn 7  5e  Mn 2 . Поэтому перманганат-ионы
MnO4 могут выступать только в роли окислителя.
Пример 2. Сера S2 в молекуле H 2S не может присоединять
электроны, так как имеет завершенную восьмиэлектронную оболочку 1s 2 2s 2 2 p6 3s 2 3 p6 . Она может только отдавать электроны:
S2  2e  S0 . Следовательно, H 2S может выступать только в роли
восстановителя.
Пример 3. Сера S4 в молекуле SO 2 имеет электронную кон-
фигурацию 1s 2 2s 2 2 p6 3s 2 3 p2 . Такое электронное строение позволяет ей и принимать, и отдавать электроны:
S4  4e  S6 – окисление;
S4  4e  S0 – восстановление.
Поэтому диоксид серы SO 2 проявляет окислительновосстановительную двойственность.
Наиболее распространенные окислители: галогены, KMnO 4 ,
K 2 MnO4 , K 2 Cr2 O4 , O2 , O3 , H 2O2 , HNO3 , H 4SO4(конц) , Ag 2O, ионы
Au + , Ag , гипохлориты, хлораты, царская водка, электрический
ток на аноде.
Наиболее распространенные восстановители: металлы, водород, углерод, CO, H 2S, SO2 , H 2SO3 , HI, HCl, SnCl2 , FeSO4 , альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза.
Различают несколько типов окислительно-восстановительных реакций.
Межмолекулярные ОВР – это реакции, которые идут с изменением степени окисления в молекулах разных веществ. Например:
2Ca 0  O2  2CaO ;
2KBr 1  Cl02  2KCl-1  Br20 .
ОВР такого типа встречаются чаще всего.
Внутримолекулярные ОВР – это реакции, которые идут с изменением степени окисления разных атомов в одной молекуле. При
этом атом элемента с более высокой степенью окисления является
окислителем и окисляет атом элемента с меньшей степенью окисления. Например:
56
(N3H4 )2 Cr26O7  N02  Cr23O3  4H2O ;
2Hg2O2  2Hg0  O02 .
Реакции диспропорционирования (дисмутации) – это реакции, которые идут с изменением степени окисления одинаковых
атомов в молекуле одного и того же вещества. Например:
Cl02  H2O  HCl1  HCl1O ;
3HN3O2  HN5O3  2N2O  H2O .
Такие реакции возможны для веществ, в которых данный элемент имеет промежуточную степень окисления, и поэтому его атомы могут выступать в роли как окислителя, так и восстановителя.
Реакции конпропорционирования (конмутации) – это реакции, обратные реакциям диспропорционирования. В результате
этих реакций атомы одного элемента, находящиеся в разных степенях окисления, переходят к общей промежуточной степени окисления. При этом атом, находящийся в более высокой степени окисления, выступает в роли окислителя, а находящийся в более низкой
степени окисления – в роли восстановителя.
Реакции конпропорционирования могут быть как межмолекулярными
2H2S2  S4O4  3S0  2H2O ,
так и внутримолекулярными
t
N3H4 N5O3 
 N21O  2H2O .
Реакции диспропорционирования и конпропорционирования
иногда объединяют под общим названием реакции самоокисления и
самовосстановления.
Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций используют несколько методов,
наиболее простым и распространенным из них является метод
электронного баланса. Этот метод является универсальным, может
быть использован для подбора коэффициентов любых окислительно-восстановительных реакций.
Пример 4. Используя метод электронного баланса, подберите
коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO4  FeSO 4  H 2SO 4  MnSO4  Fe2 (SO4 )3  K 2SO4  H 2 O .
57
Решение.
1. Записываем схему реакции:
KMnO4  FeSO 4  H 2SO 4 
 MnSO4  Fe2 (SO4 )3  K 2SO4  H 2 O .
2. Находим элементы, атомы которых изменяют свою степень
окисления, и определяем окислитель и восстановитель:
Mn 7 (окислитель)  Mn 2 ;
Fe2 (восстановитель)  Fe3 .
3. Записываем уравнения процессов окисления и восстановления и уравниваем число электронов в процессе окисления и восстановления:
окисление
5
Fe2  1e  Fe3

7

2
восстановление
1
Mn  5e  Mn
Чтобы восстановить один моль атомов Mn 7 , потребуется
5 молей атомов Fe2 .
4. Коэффициенты 5 и 1 переносим в молекулярное уравнение,
в результате реакции образуется Fe2 (SO4 )3 , содержащий 2 моля
атомов Fe3 , поэтому основные коэффициенты следует удвоить:
2KMn 7 O4  10Fe2SO4  H2SO4 
 2Mn 2SO4  5Fe23 (SO4 )3  K2SO4 +H2O .
5. Остальные коэффициенты находим при подсчете баланса
других элементов (без О и Н), в данном случае атомов K и S:
2KMnO 4  10FeSO 4  8H 2SO 4 
 2Mn 2 SO4  5Fe23 (SO4 )3  K2SO4  H2O .
6. По балансу атомов водорода определяем число молей воды:
2KMnO 4  10FeSO 4  8H 2SO 4 
 2MnSO4  5Fe2 (SO4 )3  K 2SO4  8H 2 O .
7. Для проверки правильности подобранных коэффициентов
подсчитываем баланс молей атомов кислорода: в левой части
2  4  10  4  8  4  80 ; в правой части 2  4  5  3  4  1  4  8  80 .
58
Характер продуктов окислительно-восстановительных реакций зависит от «партнера» по реакции, концентрации реагентов,
характера среды (кислая, нейтральная, щелочная) и температуры.
Проиллюстрируем, как влияет характер среды на ход ОВР, на следующем примере.
Пример 5. Перманганат калия КMnO 4 является сильным окислителем, причем максимальную окислительную активность ионы
MnO4 проявляют в сильнокислой среде, восстанавливаясь до
ионов Mn 2 . Среднюю окислительную активность перманганат
ионы проявляют в нейтральной среде, в которой они восстанавливаются до MnO2 , и минимальную – в сильнощелочной среде, восстанавливаясь в ней до иона MnO24 . Это объясняется тем, что в
кислой среде ионы водорода внедряются в анионы MnO4 , вызывая
ослабление связи между марганцем и кислородом, и тем самым
облегчают действие восстановителя. В нейтральной среде деформация анионов MnO4 значительно меньше, так как поляризующее
действие молекул воды гораздо слабее влияния ионов Н . Гидроксид-ионы, наоборот, даже несколько упрочняют связь между Mn и
О. Следовательно, в сильнокислой среде связываются все атомы
кислорода иона MnO4 ; в среде, близкой к нейтральной, связывается лишь половина этих атомов; в сильно щелочной среде не связывается ни один атом кислорода:
среда кислая MnO4  5e  8H  Mn 2  4H2O ;
среда нейтральная MnO4  3e  H2O  MnO2  4OH ;
среда щелочная MnO4  1e  MnO24 .
Отсюда становится понятным, что для реакции в нейтральной
среде необходимо использовать активные окислители, а реакции в
щелочной среде следует проводить при нагревании с энергичными
восстановителями.
Для создания кислой среды обычно пользуются разбавленной
серной кислотой, так как азотная кислота проявляет окислительные, а хлороводородная кислота – восстановительные свойства.
Для создания щелочной среды применяют раствор KOH или
NaOH .
59
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Исследование окислительно-восстановительной
двойственности соединений азота в промежуточной степени
окисления N 3 [2]
Выполнение опыта. В одну пробирку внести 5–6 капель раствора иодида калия, несколько капель раствора соляной кислоты
и крахмала, а в другую – 5–6 капель раствора перманганата натрия
и несколько капель раствора серной кислоты. В каждую пробирку
добавить несколько капель нитрита натрия.
Запись результатов опыта. Используя метод электронного
баланса, составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций. Зафиксировать исчезновение окраски раствора в одной
пробирке и появление в другой.
ОПЫТ 2. Изучение влияния рН среды на характер
восстановления перманганата калия [2]
Выполнение опыта. В три пробирки внести по 3–4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2–3 капли
раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, а в третью –
столько же раствора щелочи. Во все три пробирки внести по два
микрошпателя кристаллического сульфита натрия и перемешать
растворы до полного растворения кристаллов. Через 3–4 минуты
отметить изменение окраски раствора во всех трех случаях.
Запись результатов опыта. Используя метод электронного
баланса, составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций. Обратить внимание на то, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски: ион
MnO4 – фиолетовую окраску, ион MnO24 – зеленую, ион Mn 2 –
слабо-розовую, а при малой концентрации практически бесцветную.
Диоксид марганца – труднорастворимое вещество бурого цвета.
60
ОПЫТ 3. Изучение внутримолекулярных
окислительно-восстановительных реакций [2]
Выполнение опыта. Поместить в пробирку несколько кристалликов нитрата меди Cu(NO3 )  3H 2 O . Осторожно нагреть пробирку.
Запись результатов опыта. Используя метод электронного
баланса, составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций. Обратить внимание на то, что продуктами реакции являются оксид меди, диоксид азота и кислород. Отметить изменение
цвета взятой соли и выделение газов.
ОПЫТ 4. Изучение реакции диспропорционирования йода[2]
Выполнение опыта. В пробирку внести 5–8 капель раствора
гидроксида калия, затем добавить 1 кристаллик йода, после чего
содержимое пробирки слегка нагреть.
Запись результатов опыта. Используя метод электронного
баланса, составить уравнения окислительно-восстановительных
реакций. Обратить внимание на то, что йод восстанавливается до
I 1 и окисляется до I5 . Отметить изменение цвета раствора.
ОПЫТ 5. Изучение свойств органических веществ
в окислительно-восстановительных реакциях [2]
Выполнение опыта. В пробирку с раствором дихромата калия
(5–6 капель) внести 2–3 капли концентрированной серной кислоты
и 4–5 капель этилового спирта.
Запись результатов опыта. Используя метод электронного
баланса, составить уравнение окислительно-восстановительной
реакции. Обратить внимание на то, что хром (6) перешел в хром
 3 , а углерод (2) в этиловом спирте в углерод (1) в уксусном
альдегиде. Отметить изменение цвета раствора и появление специфического «яблочного» запаха, присущего уксусному альдегиду.
61
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Объясните, почему нитрит натрия может выступать в ОВР и как
окислитель, и как восстановитель.
2. Объясните, используя результаты опыта 2, как влияет характер
среды на процессы восстановления перманганата калия.
3. Определите, к какому типу относятся окислительно-восстановительные реакции, рассматриваемые в каждом опыте.
4. Укажите, атом какого элемента в молекуле нитрата меди в опыте 3
является восстановителем, а какого – окислителем и почему.
5. Объясните, используя результаты опыта 5, какую функцию могут
выполнять органические вещества в ОВР.
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Какие из нижеприведенных реакций относятся к окислительновосстановительным:
а) H 2  Cl2  2HCl ;
SO2  Br2  2H2O  2HBr  H2SO4 ;
NH 4 Cl  NH3  HCl ;
Cr2 (SO4 )  3KOH  Cr(OH)3  3K 2SO 4 ;
H3SO3  2H 2S  3S  3H 2 O ;
2CuI 2  2CuI  I 2 ;
CuCl2  Na 2S  CuS  2NaCl ;
NH 4 NO 2  N 2  3H 2 O .
3. Какое вещество называется окислителем, а какое – восстановителем? Приведите примеры.
4. Какой процесс называется окислением, а какой – восстановлением?
5. Какие из нижеприведенных процессов представляют собой окисление, а какие – восстановление:
S  SO32 ; S  S2 ; Sn  Sn 4 ; 2H   H 2 ;
б)
в)
г)
д)
е)
ж)
з)
Cl  ClO3 ; MnO4  MnO2 ; Fe3  Fe 2 .
62
Список литературы
1. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2004. – 704 с.
2. Коровин Н. В. Лабораторные работы по химии : учеб. пособие для
техн. направ. и спец. вузов / Н. В. Коровин, Э. И. Мингулина, Н. Г. Рыжова / под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2001. – 256 с.
Лабораторная работа 6
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Цель работы – изучение электрохимических процессов, протекающих в гальваническом элементе и при электролизе водных
растворов электролитов.
Оборудование и реактивы. Гранулированный цинк (без примесей). Медная проволока. Пластины оцинкованного и луженого
железа. Электролитическая ячейка. Источник постоянного тока.
Растворы: гексацианоферрата (III) калия 0,5 н; серной кислоты 2 н;
хлороводородной кислоты 2 н; иодида калия 0,1 н; сульфата натрия
0,5 н; сульфата меди 0,5 н. Индикаторы: лакмус, фенолфталеин.
Основные теоретические сведения
Окислительно-восстановительные процессы, протекающие
под действием электрического тока или вызывающие его, называются электрохимическими.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности веществ, находящихся в растворе, служат
электродные или окислительно-восстановительные потенциалы [1].
Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же металла (например, медную пластинку погрузить в
раствор СuSО4), то на границе металла с раствором электролита
возникает разность потенциалов, которая и называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродных потенциалов
определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по
отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют
электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно
63
принят равным нулю. Чем больше абсолютное значение положительного потенциала, тем больше окислительная способность иона
по отношению к металлу, и наоборот, чем больше абсолютное значение отрицательного потенциала, тем больше восстановительная
способность.
Окислительно-восстановительный потенциал пары ион-металл
зависит не только от их природы, но и от концентрации (активности) раствора и температуры [2]. Эта зависимость выражается
уравнением Нернста:
  0 
a
RT
 ln окисл ,
nF
aвосст
(1)
где  – окислительно-восстановительный потенциал данной пары,
В;  – стандартный электродный потенциал, В; R – универсальная
газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(мольК); Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, F = 96 500 Кл; n – число молей электронов, принимаемых при превращении окисленной формы в восстановленную; aокисл и aвосст – активности окисленной и восстановленной форм.
Активность связана с эффективной концентрацией уравнением
a  C .
(2)
Для разбавленных растворов  = 1 и a = C.
Подставляя в уравнение Нернста значения констант и переходя от натуральных логарифмов к десятичным, при Т = 298 К получаем
   
a
0,059
 lg окисл .
n
aвосст
(3)
Если электродный потенциал возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растворе
Ме = Ме + nē, то значение его определяется уравнением
   
0,059
 lgC ,
n
(4)
где n – заряд катиона; C – молярная концентрация ионов металла в
растворе.
Зная электродные потенциалы, можно определить электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента. Гальваническим
64
элементом называют устройство, в котором энергия химической
реакции непосредственно превращается в электрическую (гальванические элементы называют также химическими источниками
тока).
Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического
или солевого мостика). На рис. 1 приведена схема медно-цинкового
гальванического элемента Zn ZnSO4 CuSO4 Cu (знак  в схематической записи гальванического элемента символизирует солевой
мостик, а одиночные вертикальные линии – границу металлраствор).
Раствор CuSO4
Раствор ZnSO4
Рис. 1. Медно-цинковый гальванический элемент:
1 – стаканчики; 2 – подставка; 3 – электролитический мостик; 4 – рН-метр
(иономер); 5 – цинковый электрод; 6 – медный электрод
Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления
Zn0 – 2ē  Zn2+.
А реакция на правом электроде – процессу восстановления
Cu2+ + 2ē  Cu0.
65
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на котором происходит восстановление, – катодом.
Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается
уравнением
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu.
ЭДС гальванического элемента представляет собой разность
электродных потенциалов окислителя и восстановителя, т. е. равна
разности электродных потенциалов катода и анода. По значениям
стандартных электродных потенциалов можно рассчитать стандартную ЭДС элемента:
Е0 = окатод – оанод = оCu2+/Cu – оZn2+/Zn = 0,34 – (–0,76) = +1,1(B).
Пример 1. Определить возможность протекания реакции
Zn  Cu 2  Cu  Zn 2 .
Решение. Металлический цинк является восстановителем, а
ионы меди – окислителем. Из справочника находим
0 (Cu 2 / Cu)  0,34 B и 0 (Zn 2 / Zn)  0,76 B .
Для упрощения вычислений будем считать, что процесс протекает
в
стандартных
условиях.
Следовательно,
Е  ок  восст  0,34  (0,76)  1,10 В . Так как Е > 0, то металлический цинк будет окисляться ионами меди (II), т. е. реакция
Zn  Cu 2  Cu  Zn 2 возможна.
Гальванический элемент может быть составлен не только из
электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в
растворы, содержащие одноименные с ними ионы, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита с различной концентрацией ионов. Такой гальванический
элемент называется концентрационным. ЭДС концентрационного
элемента также равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов.
Применительно к концентрационному гальваническому элементу значение n и о в уравнении Нернста для обоих электродов
одинаковы. Следовательно, ЭДС такого элемента может быть
определена по формуле
E
66
C
0,059
 lg 1 , (C1  C2 ) .
n
C2
Пример 2. Рассчитать потенциал системы Br20  2e  2Br 
в растворе при равновесных концентрациях  Br2   0,01 моль/дм3,
 Br    0,1 моль/дм3.
Решение. Подставив значения концентраций Сокис  0,01
моль/дм3 и Свосст  0,1 моль/дм3 в уравнение (2), с учетом стехиометрических коэффициентов получим
  0 
0,059 Сокис
0,059 0,01
lg 2  1,09 
lg
 1,12 В .
n
Свосст
2
0,12
Металлы, применяемые в технике, почти всегда имеют примеси других металлов. При соприкосновении с раствором электролита система из двух металлов образует ряд непрерывно действующих гальванических микроэлементов. Работа этих элементов приводит к электрохимической коррозии – процессу разрушения металла в среде электролита, сопровождающемуся возникновением
внутри системы электрического тока. Более активный металл посылает в раствор свои ионы, т. е. растворяется (анодное окисление), а менее активный металл выполняет роль катода, на нём идёт
процесс восстановления:
0 (Cu2+/Cu) = +0,34 В;
0 (Zn2+/Zn) = – 0,76 В.
Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита
[1, 2].
Процесс электролиза осуществляется в электролизере (электролитической ячейке). Электролизер – это специальный сосуд
с раствором или расплавом электролита, в который погружены два
электрода, соединенные с полюсами внешнего источника постоянного тока. Электродами обычно служат металлические или графитовые стержни. В растворе или расплаве электролита ионы (катионы и анионы) находятся в хаотическом движении. Под действием
электрического поля от внешнего источника тока их движение получает преимущественное направление: катионы движутся в
направлении к отрицательному электроду – катоду, анионы – к положительному аноду. Процессы, протекающие на электродах,
называются, соответственно, катодными и анодными [2].
67
Катодные процессы. Катод соединен с отрицательным полюсом источника тока и, следовательно, заряжен отрицательно, поэтому катод выступает по отношению к разряжающимся на нем
частицам в роли восстановителя. Схема катодного процесса имеет
вид
Окислитель  ne  Восстановитель .
На катоде могут восстанавливаться:
 катионы металлов. Чем правее в ряду напряжений находится металл, тем легче восстановить его катион на катоде до свободного металла. При электролизе расплава или раствора, содержащего разные катионы, в первую очередь будут восстанавливаться катионы металлов, расположенных правее в ряду напряжений. Катионы металлов, стоящих в ряду напряжений до Al включительно, не
восстанавливаются из водных растворов соответствующих солей, в
этом случае восстанавливаются молекулы воды;
 молекулы растворителя – воды, если среда щелочная или
нейтральная: 2Н2О  2е  Н2  2ОН ;
 протоны водорода, если среда кислая: 2Н  2е  Н2 .
Анодные процессы. Анод соединен с положительным полюсом
источника тока и имеет положительный заряд, поэтому анод выступает по отношению к разряжающимся на нем частицам в роли
окислителя. Схема анодного процесса имеет вид
Восстановитель  ne  Окислитель .
На аноде могут окисляться:
 анионы кислот. Легко разряжаются на аноде галогенид –
ионы ( Cl , Br  , I , за исключением F ). Анионы кислородсодержащих кислот, в которых центральный атом имеет высшую степень окисления, при электролизе водных растворов не разряжаются, в этом случае окисляются молекулы воды;
 молекулы растворителя – воды, если среда кислая или
нейтральная: 2Н2О  4е  О 2  4Н ;
 ионы
гидроксила,
если
среда
щелочная:

4ОН  4е  О2  2Н2О ;
 материал анода. В зависимости от окисляемости материала
анода различают процессы с растворимым анодом и нераствори68
мым (инертным) анодом. Растворимые аноды в ходе электролиза
окисляются, посылая свои ионы в раствор. Например:
Cu  2e  Cu 2 ; Ni  2e  Ni2 .
Инертные аноды окислению не подвергаются. Наиболее распространенными инертными анодами являются платиновые и графитовые.
Таким образом, характер электродных процессов при электролизе определяется как положением катиона в ряду стандартных
электродных потенциалов, так и материалом анода и природой
электролита.
Пример 3. Составить схемы электродных процессов, протекающих при электролизе расплава иодида натрия с инертным анодом.
Решение. В рассматриваемой системе имеются катионы
натрия и анионы йода. У катода будет происходить восстановление
ионов натрия и выделение металлического натрия, а на аноде –
окисление иодид-ионов и выделение газообразного иода.
Схема процесса электролиза:
катодный процесс К() : Na   1e  Na 0 ;
анодный процесс A() : 2I  2e  I02 .
Пример 4. Составить схемы электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора хлорида меди с инертным
анодом.
Решение. В ряду стандартных электродных потенциалов медь
расположена после водорода, поэтому у катода будет происходить
разряд ионов Cu 2 и выделение металлической меди [1, с. 328].
У анода будут разряжаться хлорид-ионы.
Схема процесса электролиза:
катодный процесс К() : Cu 2  2e  Cu 0 ;
анодный процесс A() : 2Cl  2e  Cl02 .
Пример 5. Составить схемы электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата калия с инертным анодом.
Решение. В ряду стандартных электродных потенциалов калий
стоит значительно левее водорода, поэтому у катода будет происходить восстановление воды [1, с. 328]. Вследствие этого в растворе накапливаются ионы ОН  , среда становится более щелочной.
69
Происходит выделение водорода. У анода будет происходить окисление воды, так как окисление аниона SO24 в водном растворе не
происходит. Вследствие этого в растворе накапливаются ионы Н ,
среда становится более кислой. Происходит выделение кислорода.
В то же время ионы К будут переходить в катодное пространство,
а ионы SO24 – в анодное.
Схема процесса электролиза:
катодный процесс К() : 2Н2 О 2е  Н2  2ОН ;
анодный процесс А() : 2Н2О  4е  О 2 4Н .
Пример 6. Составить схемы электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата никеля с никелевым анодом.
Решение. Стандартный потенциал никеля  Ni2  0,25 B неNi
сколько больше, чем потенциал восстановления воды
 H2O  0, 41 B ; поэтому при электролизе нейтрального раствора
H2
сульфата никеля на катоде в основном происходит разряд ионов
никеля и выделение металла. На аноде происходит противоположный процесс – окисление металла, так как потенциал никеля
намного меньше потенциала окисления воды, а тем более – потенциала окисления сульфат-иона. Таким образом, в данном случае
электролиз сводится к растворению металла анода и выделению
его на катоде.
Схема процесса электролиза:
катодный процесс К() : Ni2  2e  Ni0 ;
анодный процесс A() : Ni0  2e  Ni2 .
Количественно процессы электролиза оцениваются законами
Фарадея [2].
1. Масса вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или
расплав электролита.
2. При прохождении одного и того же количества электричества через раствор или расплав электролита массы веществ, выделившихся на электродах, пропорциональны их эквивалентным
массам.
70
Математически оба закона Фарадея выражаются следующим
образом:
M q
(1)
m э .
F
М
Поскольку М э 
, а q  It , то
n
M It
It
или m  э ,
(2)
mM
nF
F
где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению
вещества; М – мольная масса этого вещества; n – число молей электронов, участвующих в процессе образования 1 моля вещества; I –
сила тока, А; t – время электролиза, с; F – постоянная Фарадея,
(96 500 Kл/моль); Мэ – эквивалентная масса вещества.
Для вычисления объема выделяющегося газа V уравнение (2)
имеет вид
V It
(3)
V э ,
F
22,4
где Vэ – эквивалентный объем газа, Vэ 
.
n
При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль.
Пример 7. Через раствор сульфата меди в течение 10 часов
пропускали ток силой 3 А. Определить количества образовавшихся
при электролизе продуктов. Анод инертный.
Решение.
На катоде протекает процесс восстановления меди, в результате образуется металлическая медь, которая оседает на электроде:
К() : Сu 2  2e  Cu .
Массу выделившейся меди рассчитывают по формуле (1):
mCu  63,5
36 000  3
 35,5 г.
2  96 500
На аноде будет протекать окисление воды, в результате чего
будут
образовываться
кислород
и
серная
кислота:

А() : 2Н2О  4е  О2  4Н .
Объем выделившегося кислорода рассчитывают по формуле (3):
71
VO2  22,4 
36 000  3
 6,3 л .
4  96 500
Количество образовавшейся серной кислоты рассчитывают
по формуле (2). Согласно уравнению анодного процесса для образования 1 моля ионов Н+ требуется 1 моль электронов. Поскольку
1 моль серной кислоты содержит 2 моль ионов Н+, то для их образования потребуется 2 моль электронов.
mH2SO4  98 
36 000  3
 55 г.
2  96 500
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Образование гальванических пар при химических
реакциях [1]
А. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствии
и присутствии меди.
Выполнение опыта. Внести в пробирку 10 капель 2 н серной
кислоты и погрузить в неё кусочек гранулированного цинка (без
примесей). Установить, наблюдается ли вытеснение водорода
из серной кислоты.
Внести в этот же раствор медную проволоку, не дотрагиваясь
до цинка. Убедиться, что выделение водорода на меди не происходит. Коснуться медной проволокой кусочка цинка в пробирке. На
поверхности меди появятся пузырьки водорода. Отнять медную
проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Объяснить процессы, происходящие
в данной гальванической паре.
Запись результатов опыта. Привести схему гальванического
элемента, указав направление перехода электронов; записать уравнения процессов на катоде и аноде.
Б. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
Выполнение опыта. На пластинки оцинкованного и луженого
железа поместить по 1 капле 2 н серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Красная кровяная соль K3[Fe(CN)6]
72
является чувствительным реактивом на ионы Fe2+, при взаимодействии с которыми дает синее окрашивание.
Запись результатов опыта. Объяснить появление синего
окрашивания в случае луженого железа и отсутствие его в случае
оцинкованного железа. Результаты представить в форме табл. 1.
Таблица 1
Результаты наблюдений окислительно-восстановительных
процессов, протекающих на пластинах
Схема гальванического элемента
Уравнение
процесса
окисления
на аноде
Уравнение
процесса восстановления
на катоде
Эффективное
покрытие для защиты
от коррозии
Луженое железо
Оцинкованное
железо
ОПЫТ 2. Изучение электролиза водного раствора иодида калия
с инертными электродами [1]
Выполнение опыта. В стеклянный сосуд электролизера налить
до метки раствор иодида калия и добавить 5–6 капель фенолфталеина. Опустить в электролизер графитовые электроды, присоединённые к источнику постоянного тока. Включить источник тока
и пропустить электрический ток через электролит.
Запись результатов опыта. Составить схемы анодного и катодного процессов. Отметить, как изменился цвет раствора в катодном и анодном пространстве электролизера.
ОПЫТ 3. Изучение электролиза водного раствора
сульфата калия с инертными электродами[1]
Выполнение опыта. В стеклянный сосуд электролизера налить
до метки раствор сульфата натрия и добавить 2–3 капли раствора
лакмуса. Опустить в электролизер графитовые электроды, присоединённые к источнику постоянного тока. Включить источник тока
в сеть и пропустить электрический ток через электролит.
Запись результатов опыта. Составить схемы анодного и катодного процессов. Отметить, как изменился цвет лакмуса в катодном и анодном пространстве электролизера.
73
ОПЫТ 4. Изучение электролиза водного раствора
сульфата меди с инертными электродами [1]
Выполнение опыта. В стеклянный сосуд электролизера налить
до метки раствор сульфата меди. Опустить в электролизер графитовые электроды, присоединённые к источнику постоянного тока.
Включить источник тока и пропустить электрический ток через
электролит.
Запись результатов опыта. Составить схемы анодного и катодного процессов. Отметить, появление на катоде бурого налета.
Налет с катода не удалять, а оставить для проведения опыта 5.
ОПЫТ 5. Изучение электролиза водного раствора
сульфата меди с растворимым медным анодом [1]
Выполнение опыта. Поменять полюса на электродах. При
этом медный катод станет анодом, а анод – катодом. Включить
источник тока и пропустить электрический ток через электролит.
Запись результатов опыта. Составить схемы анодного и катодного процессов. Отметьте исчезновение бурого налета на одном
электроде и появление его на другом.
Вопросы для защиты лабораторной работы
1. Объясните, какой электрод в опыте 1 является катодом, а какой –
анодом.
2. Почему изменился цвет раствора в катодном и анодном пространстве электролизера в опытах 2 и 3?
3. Какие электроды называются инертными? Из каких материалов
они изготавливаются?
4. На каком электроде в опыте 4 появляется бурый налет? Что это за
вещество?
5. Объясните, используя результаты опыта 5, как протекает электролиз с растворимым анодом.
74
Вопросы и задания для самоконтроля
1. Какой процесс называется электролизом?
2. Какой электрод при электролизе называется катодом, а какой –
анодом?
3. Чем отличаются процессы электролиза, протекающие в растворе и
расплаве электролита?
4. Какие вещества могут восстанавливаться на катоде?
5. Какие вещества могут окисляться на аноде?
Список литературы
1. Коровин Н. В. Лабораторные работы по химии : учеб. пособие для
техн. направ. и спец. вузов / Н. В.Коровин, Э. И. Мингулина, Н. Г. Рыжова; под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2001. – 256 с.
2. Коровин Н. В. Общая химия : учеб. для техн. направ. и спец. вузов /
Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2004. – 706 с.
75
Маргарит Андраниковна Варданян
Светлана Федоровна Лапина
Нина Павловна Космачевская
Тамара Алексеевна Донская
ХИМИЯ
Лабораторный практикум
Редактор З. А. Трифонова
Компьютерная верстка М. В. Неватус
Подписано в печать 24.12.2010
Формат 60 × 84 1/16
Печать трафаретная
Уч.-изд. л. 4,8. Усл. печ. л. 4,8
Тираж 300 экз. Заказ
Отпечатано в издательстве БрГУ
665709, Братск, ул. Макаренко, 40
76
М. А. Варданян, С. Ф. Лапина,
Н. П. Космачевская, Т. А. Донская
ХИМИЯ
Лабо ра то рн ый п рак ти ку м
Братск 2010
77
78
М. А. Варданян, С. Ф. Лапина,
Н. П. Космачевская, Т. А. Донская
ХИМИЯ
Лабо ра то рн ый п рак ти ку м
Братск 2010
79