Общая и аналитическая химия. Лабораторный практикум

I.10.1.2. Смешайте равные объемы растворов (см. I.10.1.1.): а) сильной кислоты и сильного основания; б) слабой кислоты и слабого основания.

Измерьте электрическую проводимость полученных раство- ров. Запишите наблюдения и составьте уравнения реакций в мо- лекулярной и ионной формах. Сделайте вывод об электрической проводимости полученных растворов.

I.10.2. Зависимость электрической проводимости раство-

ра (степени диссоциации электролита) от разбавления

Измерьте электрическую проводимость концентрированно- го раствора уксусной кислоты. Затем разбавьте кислоту, посте- пенно добавляя к ней дистиллированную воду. Как меняется электрическая проводимость? Объясните наблюдаемое явление.

Прибор и электроды промыть водопроводной водой, затем дистиллированной и повторить опыт с концентрированным рас- твором аммиака. Сделать общий вывод из наблюдений.

I.10.3. Изменение электрической проводимости в резуль-

тате смещения ионного равновесия

Измерьте электрическую проводимость 0,02 М растворов серной кислоты и гидроксида бария. Затем поместите в стакан для измерения электрической проводимости указанный раствор Ва(ОН)2 и добавьте к нему 2-3 капли раствора фенолфталеина. После этого добавляйте к нему по каплям из бюретки раствор H2SO4 и наблюдайте за изменением окраски индикатора и вели- чины электрической проводимости. Какова электрическая про- водимость раствора в момент исчезновения окраски индикатора (в точке эквивалентности)? Что происходит при добавлении к раствору избытка серной кислоты? Объясните наблюдаемые яв- ления.

50

I.10.4. Влияние одноименного иона на степень диссоциации

слабого электролита

Налейте в пробирку разбавленный раствор аммиака и до- бавьте в него 2-3 капли раствора фенолфталеина. Раствор разде- лите на две части и оставьте одну из них для сравнения, а в дру- гую всыпьте немного (на кончике скальпеля) твердого хлорида аммония [NH4]Cl и хорошо размешайте. Объяснить изменение цвета раствора, исходя из принципа Ле Шателье и константы диссоциации. Измерьте электрическую проводимость первона- чального раствора и электрическую проводимость раствора по- сле добавления в него [NH4]Cl. Сравните эти величины и сде- лайте вывод о влиянии одноименного иона на степень диссо- циации слабого электролита.

I.10.5. Смещение ионного равновесия в насыщенном рас-

творе амфотерного электролита

К раствору три[тетраоксосульфата(VI)] диалюминия(III) Al2(SO4)3 прилейте раствор NaOH до появления осадка гидро- ксида алюминия Аl(OН)3. Разделите осадок на две части и к од- ной из них прилейте избыток хлороводородной кислоты, к дру- гой – избыток концентрированного раствора NaOH или KOH. Что наблюдается в том и другом случае? Объясните происходя- щие явления с точки зрения смещения ионного равновесия в на- сыщенном растворе Al(OH)3. Составьте ионные уравнения реак- ций, учитывая, что амфотерный гидроксид Al(III) плохо раство- рим в воде.

51

Лабораторная работа № I.11

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ И ЭЛЕКТРОЛИЗ

Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, называются электрохимическими процессами. К

таковым относятся процессы работы химических источников тока (гальванических элементов), коррозии, электролиза, полу- чения гальванических покрытий. Одним из важнейших среди них является электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании посто- янного электрического тока через раствор или расплав электро- лита при наложении напряжения извне. Электропроводящий ма- териал, погруженный в раствор электролита, называется элек- тродом; таковым обычно является металл, но возможно приме- нение и неметаллов, например, графита. На границе между элек- тродом и раствором электролита возникает разность электроста- тических потенциалов так называемого двойного электрическо- го слоя, которая называется электродным потенциалом. Абсо- лютное значение электродного потенциала экспериментально определить весьма сложно, поэтому на практике измеряют его относительное значение по отношению к стандартному водо- родному электроду, потенциал которого условно принимают за нуль. При использовании данного электрода электродный потен- циал редокс-системы E0Ox/Red определяется уравнением Нернста:

52

где – стандартный окислительно-восстановительный по-

Re d

тенциал редокс-системы Ox , Т – абсолютная температура в

Re d

градусах Кельвина, n – число электронов, участвующих в ре-

_

докс-процессе Ox + n e → Re d , F – постоянная Фарадея, R – мо- лярная газовая постоянная, aOx и aRe d – активности окисленной

и восстановленной форм соответственно, которые прямо про- порциональны (а в случае разбавленных растворов – практиче- ски равны) молярным концентрациям этих форм.

При электролизе на отрицательно заряженном электроде (катоде) происходит процесс восстановления положительно заряженных ионов (катионов), а на положительном заряженном (аноде) – процесс окисления отрицательно заряженных ионов (анионов). Для непрерывного протекания электролиза на элек- тродах необходимо поддерживать определенное напряжение электрического тока. Наименьшее напряжение, при котором возможен электролиз, называется напряжением разложения данного электролита. При этом для каждого электрода имеет место свое специфическое значение выделительного потенциа- ла иона – того минимального потенциала на данном электроде, при котором начинается фактический разряд ионов. Этот потен- циал превышает равновесный потенциал, рассчитанный по фор- муле Нернста, на величину так называемого перенапряжения. Это перенапряжение металлов при электролизе невелико, и оче- редность разряда их ионов может быть установлена с помощью электрохимического ряда активности. Если в растворе электро- лита одновременно содержатся катионы различных металлов, то при электролизе они могут быть выделены последовательно, в соответствии с их положением в электрохимическом ряду ак- тивностей.

53

При электролизе разбавленных водных растворов на инерт- ных электродах катодные процессы будут определяться элек- тродным потенциалом редокс-пары Mn+/M0 восстанавливаемого катиона, который необходимо сравнивать с потенциалом вос- становления ионов гидроксония H3O+ из воды (-0,41 В). Здесь возможны следующие три ситуации:

Ионы металлов, потенциал редокс-пары Mn+/M0 которых значительно меньше этого значения, восстанавливаться не бу- дут; на катоде же будет выделяться водород из воды в соответ- ствии с реакцией

Такие металлы находятся в ряду напряжений впереди марганца.Ионы металлов, потенциал редокс-пары Mn+/M0которых значительно выше этого значения, будут восстанавливаться на

Эти металлы находятся в ряду напряжений позади водорода.

При значениях потенциала редокс-пары Mn+/M0, близкого

к(-0,41 В), на катоде происходит восстановление как ионов гид- роксония из воды по схеме (11.2), так и ионов металла по схеме (11.3). Чем больше электродный потенциал металла, тем легче восстанавливаются на катоде его ионы Mn+. Эти металлы нахо- дятся в ряду напряжений между марганцем и водородом.

При электролизе на аноде могут протекать следующие элек- трохимические реакции:

«растворение» материала анода по общей схеме

окисление анионов.

В последнем случае анодные процессы на инертных анодах будут определяться соотношением потенциалов разряда анио- нов, входящих в состав электролита, и воды. В первую очередь окисляются анионы, не содержащие кислород; если же в раство- ре имеются кислородсодержащие анионы, то, как правило, на аноде окисляются молекулы воды и гидроксид-анионы соответ- ственно по схемам:

При электролизе с «растворимым» анодом идет процесс (11.4), при электролизе же с «нерастворимым» анодом (где процесс

11.4не имеет места) – процессы (11.6) и (11.7).

Внекоторых случаях, как, например, в растворе серной ки- слоты с концентрацией более 50 %, может иметь место образо- вание пероксидных соединений по схеме:

Количественную характеристику процессов электролиза дают следующие два закона Фарадея.

Первый закон. Количество вещества, испытавшего элек- трохимические превращения на электроде, прямо пропорцио- нально количеству прошедшего электричества:

где m – масса вещества, Q – количество электричества, прошед- шего через электролит, I – сила тока, t – время, k – электрохими- ческий эквивалент (количество вещества, образующегося в ре- зультате электрохимической реакции при прохождении через электрохимическую систему количества электричества 1 Кл).

55

Второй закон. Массы образовавшихся на электроде ве- ществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов:

F

(z – число электронов, участвующих в реакции, F – число Фара- дея), мы получим так называемый объединенный закон Фарадея:

согласно которому мы можем определить количества образую- щихся на электродах продуктов.

Цель работы: экспериментальное наблюдение процессов электролиза ионных соединений.

Оборудование и реактивы

1.Источник постоянного тока.

2.Электролизер.

3.Угольные и медные электроды.

4.Тетраоксосульфат(VI) меди(II) CuSO4 (0,5 М водный рас-

твор).

5.Тетраоксосульфат(VI) динатрия Na2SO4 (0,5 М водный раствор).

56

6.Иодид калия KI (0,5 М водный раствор).

7.Водные растворы кислотно-основных индикаторов (фе- нолфталеина, лакмуса).

8.Водный раствор крахмала.

Методика выполнения работы

Эксперименты по электролизу проводятся в электролизере, представляющем собой стеклянный стакан, в который помеща- ют водный раствор электролита и два электрода (анод и катод), соединяемых с источником тока. Во всех опытах электролизер заполняется раствором электролита на 2/3 своего объема.

Внимание: электролизер и электроды перед каждым опы- том следует тщательно промывать дистиллированной водой!

I.11.1. Электролиз водного раствора тетраоксосульфата

(VI) меди(II) с нерастворимым анодом

Налейте в электролизер раствор тетраоксосульфата(VI) ме- ди(II). Опустите в оба колена электролизера угольные электро- ды, присоедините их к источнику постоянного тока и пропус- кайте ток в течение 5-10 мин. К раствору в анодном пространст- ве добавьте раствор лакмуса. Наблюдайте выделение меди на катоде и пузырьков газа (какого?) на аноде.

Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.

I.11.2. Электролиз водного раствора тетраоксосульфата

(VI) меди(II) с растворимым анодом

Налейте в электролизер раствор тетраоксосульфата(VI) ме- ди(II) и опустите в него электроды (графитовый электрод – в ка- честве катода, медный электрод – в качестве анода). Пропускай- те ток и через 2-3 мин наблюдайте на графитовом катоде появ- ление красного налета меди и кажущееся отсутствие какой-либо реакции на аноде.

57

Выньте электроды и поменяйте их местами: медный элек- трод сделайте катодом, а графитовый с имеющимся на нем на- летом меди – анодом и пропускайте через электролизер ток в течение 2-3 мин. Что произошло с налетом меди на графитовом аноде? Почему после полного растворения налета меди на аноде начал выделяться газ?

Какой процесс протекал в обоих случаях на аноде и катоде, пока на графите имелась медь? Какой газ выделялся на графито- вом аноде после исчезновения медного налета? Запишите урав- нения соответствующих реакций.

I.11.3. Электролиз водного раствора тетраоксосульфата

(VI) динатрия

В электролизер налейте раствор тетраоксосульфата(VI) ди- натрия, прибавьте в оба колена сосуда по 3-4 капли раствора лакмуса и перемешайте. Затем погрузите в них металлические электроды и подключите их к источнику тока. Пропускайте ток в течение 5-10 мин. Наблюдайте изменение окраски и пузырьки газа у анода и катода. Зафиксируйте цвет у анода и катода. Вы- ключите ток, промойте электролизер и электроды.

Какой газ выделялся на катоде? На аноде?

Напишите уравнения катодного и анодного процессов, про- текающих при электролизе водного раствора тетраоксосульфата (VI) динатрия.

I.11.4. Электролиз раствора иодида калия

В электролизер налейте раствор иодида калия и введите в

оба колена сосуда по 3-4 капли раствора фенолфталеина. Про- пускайте ток в течение 5-10 мин. Наблюдайте выделение пу- зырьков газа и окрашивание раствора у катода. К раствору в анодной части прибавьте 2 капли раствора крахмала. Что на- блюдается?

Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах. 58

РАЗДЕЛ II.

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Лабораторная работа № II.1

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ И АНИОНОВ

Под качественным анализом в аналитической химии по- нимают разновидность анализа вещества, в рамках которого идентифицируется лишь химическая природа и химический со- став анализируемого объекта. Любой качественный химический анализ основан на использовании аналитической реакции – химического превращения, сопровождающегося тем или иным аналитическим сигналом, который может быть зарегистриро- ван либо органолептически (выпадение осадка, изменение окра- ски, выделение газа и др.), либо посредством той или иной при- борной техники (оптическая плотность, сила тока и др.). Веще- ство, вызывающее данное химическое превращение, называют

аналитическим реагентом. При этом в зависимости от селек-

тивности (то есть избирательности) аналитических реакций качественный анализ можно проводить в рамках двух основных подходов, а именно посредством или дробного, или система- тического анализа. Различают следующие разновидности анали- тических реагентов: групповые, селективные и специфические.

Дробный анализ проводят в отдельных порциях раствора без предварительного отделения мешающих ионов с использо- ванием специфических реакций. Специфическими называют реакции, аналитический сигнал которых принадлежит лишь од-

59