1.2 Проведення дослідів
Дослід 1. Витіснення металів із солей іншими металами .
Залізний дріт занурити у розчин купрум (ІІ) сульфату на 1-2 хв. Слідкувати за появою шару купруму на залізному дроті. Написати рівняння реакцій. Вказати ступені окислення елементів, перехід електронів, окисник, відновник, розставити коефіцієнти у цьому та у наступних рівняннях.
Дослід 2. Ряд витіснення галогенів.
У пробірку з розчином калій йодиду додати бромної води, а потім невелику кількість органічного розчинника. Струсити пробірку. Пояснити, що відбувається, написати рівняння реакції.
Дослід 3. Одержання йоду.
У фарфоровий тигель насипати сухого калій йодиду, марганець діоксиду, перемішати і додати 2-3 краплі H2SO4(конц). Тигель закрити склом. Дослід треба проводити у витяжній шафі. Спостерігати сублімацію йоду на склі. Написати рівняння реакції.
Дослід 4. Окислювальні властивості азотної кислоти.
Дослід слід проводити у витяжній шафі. У пробірку насипати небагато мідних стружок і прилити конц. нітратну кислоту. Зробити те саме, використовуючи розведену кислоту. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції міді з концентрованою та розведеною азотною кислотою.
Дослід 5. Окислювальні властивості біхромату калію.
Налити у пробірку 2 мл розчину калій біхромату, підкислити сульфатною кислотою, додати кристалічного ферум (II) сульфату. В який колір забарвлюється розчин, чому ? Написати рівняння реакції.
Дослід 6. Порівняльна сила окислювачів.
Налити у дві пробірки натрій нітриту, підкислити сульфатною кислотою. У першу пробірку прилити розчину калій йодиду, у другу - розчину калій перманганату (K MnO4). Чому змінюється колір розчинів ? Написати рівняння реакцій.
Чому у першому випадку натрію нітрит є окислювачем, а у другому - відновником?
Контрольні питання:
Що називається окисно-відновлювальними реакціями?
Що таке відновник? Наведіть приклади.
Що таке окисник? ? Наведіть приклади.
Як реагують метали з кислотами, солями?
В чому особливість взаємодії азотної кислоти з металами?
Лабораторна робота №12
-
Тема:
Електроліз
Мета:
Провести електроліз водних розчинів солей металів з нерозчинним анодом.
Реактиви:
Розчини:
Купрум (ІІ) хлорид;
Натрій хлорид;
Цинк сульфат.
Обладнання:
Електролізер, джерело постійного струму, універсальний індикаторний папір.
1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу
Електролізом називаються окислювально-відновні процеси, що протікають на електродах при пропущенні постійного струму через розчин чи розплав електроліту, який супроводжується рухом іонів.
Якщо процесу електролізу піддається розплав солі, наприклад, NaCl, то під дією електричного струму NaCl буде розпадатися на Na+ і Cl- . Іони Na+ будуть прагнути до протилежно зарядженого катода, а іони Cl- - до анода. Реакції на електродах:
Катод Θ Na+ + e = Na0 - процес відновлення
Анод Cl- - e = Cl0 - процес окислювання
Електролізом розплавів одержують метали Li, Na, K, Ca, Mg, Al.
Процеси електролізу можуть здійснюватися з розчинними і не розчинними анодами.
Розчинні аноди виготовляються з того металу, катіон якого є присутнім у розчині чи у розплаві.
Нерозчинні аноди виробляють з інертних матеріалів: Pt, Ti, -графіт.
Розглянемо процеси, що мають місце при електролізі водних розчинів солі.
Катодні процеси
Біля катода будуть концентруватися катіони металу і молекули води. При визначенні послідовності розряду варто користуватися рядом напруг металів, у який включена і вода, яка виступає у ролі окислювача, вона має значення нормального електродного потенціалу φ0 = -0,83 В.
Метали, у яких φ0 > -0,83 В, будуть піддаватися процесу відновлення на катоді: - Ме+n + nē = Me. Якщо метал має значення φ0 < - 0,83 В, то в цьому випадку процес на катоді буде наступний:
Θ2Н2О + 2е = Н20 + 2ОН - - процес відновлення.
При наявності в розчині катіонів декількох металів у першу чергу відновлюються катіони металу з найбільшим значенням стандартного потенціалу.
Анодні процеси
При електролізі водного розчину з нерозчинним анодом у першу чергу окислюються аніони бескисневих кислот (Br -, J -, Cl -, S -2) наприклад, S-2 – 2e = S0 – процес окислення.
При наявності в розчині кисневмісних аніонів (SO4-2, NO3 -, PO4-3) останні не окислюються, замість них відбувається окислення води:
2Н2О – 4е = О2 + 4Н+, або Н - (якщо розчин лужної)
4ОН- - 4е = О2 + 2Н2О – процес окислення.
Якщо анод розчинний, відбувається окислення металу анода:
Меанода – nе = Ме+n
Приклад 1: Написати рівняння реакції, що протікають на електродах, при електролізі розчину Zn(NO3)2
Рішення: Zn(NO3)2 Zn+2 + 2NO3-
Θ
катод:
Zn+2;
H2O
Zn +2
+ 2ē = Zn0
анод: NO3-; H2O 2H2O – 4 ē = O2 + 4H+
Сумарний процес:
2
Zn(NO3)2
+ 2H2O
2Zn
+ O2
+ 4 HNO3
Приклад 2: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину KCl.
Рішення: KCl K+ + Cl-
Θ катод: К+, H2O 2H2O + 2 ē = Н2 + 2ОН-
анод: Cl-, H2O 2Сl- - 2 ē = Cl20
Сумарний процес:
2KCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2KOH
Приклад 3: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину NiSO4 з розчинним анодом.
Рішення: NiSO4 Ni+2 + SO4-2
Θ катод: Ni+2, H2O Ni+2 + 2 ē = Ni0
анод: Ni0, SO4, H2O Ni+0 - 2 ē = Ni+2
Кількісні закони електролізу.
Взаємозв'язок між кількістю електрики, що прошли через електроліт і кількістю речовини, що виділилась на електродах, виражається законами М.Фарадея.
Перший закон. Маса речовини, що виділилась на електродах при електролізі, прямопропорційна кількості електрики що пройшла:
m = Q ∙ q
де m – маса продукту електролізу;
q - електрохімічний еквівалент;
Q – кількість електрики.
Другий закон. Однакові кількості електрики виділяють на електродах при електролізі еквівалентні кількості речовини. Звідси – для виділення одного еквівалента будь-якої речовини необхідно витратити однакову кількість електрики (F) – 96500 Кл чи 26,8 А∙год
З закону Фарадея випливає рівняння:
m
=
,
де m – маса речовини, г:
J – сила струму, А:
Е – хімічний еквівалент речовини.
Якщо необхідно визначити обсяг газу, що виділився при електролізі на електродах, то для розрахунків беруть об'ємний еквівалент газу. Наприклад, об'ємний еквівалент кисню дорівнює 5,6 л, а
.