Опыт 3. Электролиз растворов солей

Реактивы и оборудование. Электролизер (U-образная стеклянная трубка); источник постоянного тока; графитовые электроды, электрические провода, растворZnSO₄0,5 н; растворCuSO₄0,5 н; растворNa₂SO₄0,5 н, растворKI0,5 н индикаторы лакмус и фенолфталеин.

а) Электролиз водного раствора сульфата натрия

Выполнение работы. Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на рис. 2. Заполнить электролизер растворомNa₂SO₄, подключить источник питания. Наблюдать изменения, происходящие на электродах и в растворах в обоих коленах электролизера.

б) Электролиз водного раствора иодида калия

Выполнение работы.Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на рис. 2. Заполнить электролизер раствором КI, подключить источник питания. Наблюдать изменения, происходящие на электродах и в растворах в обоих коленах электролизера. После окончания опыта в каждое колено электролизера добавить по 2-3 капли крахмала и фенолфталеина.

в) Электролиз водного раствора сульфата меди

Выполнение работы.Собрать электролизер в соответствии со схемой, приведенной на рис. 2. Заполнить электролизер растворомCuSO₄, подключить источник питания. Наблюдать изменения, происходящие на электродах и в растворах в обоих коленах электролизера.

Запись данных опыта. Зарисовать прибор, записать результаты наблюдений за изменениями, происходящими на электродах и в растворах в обоих коленах электролизера.

1. Определить последовательность разряда ионов на катоде и аноде.

2. Записать катодные и анодные реакции. Определить продукты реакции, образующиеся на электродах.

3. Объяснить изменение окраски индикаторов в растворах у катода и анода.

Опыт 4. Изготовление и изучение работы свинцового аккумулятора

Реактивы и оборудование. Гальванометр или цифровой вольтметр; химический стакан на 50 см³; свинцовые электроды; источник постоянного тока; растворH₂SO₄4,0 М.

Выполнение работы. Собрать модель свинцового аккумулятора. Закрепить свинцовые электроды в пробке, поместить их в стакан, наполнить стакан на 1/2 объема серной кислотой. Зарядить аккумулятор, для чего подключить к свинцовым пластинам источник постоянного тока. Несколько минут пропускать электрический ток, затем отключить источник питания. Проверить работу заряженного аккумулятора, для чего подключить к электродам вольтметр, отметить наличие разности потенциалов.

Запись данных опыта. Зарисовать прибор, записать наблюдения за процессом зарядки и разрядки аккумулятора.

1. Записать анодную и катодную реакции, протекающие при зарядке аккумулятора. Указать заряды электродов.

2. Записать анодную и катодную реакции, протекающие при разрядке аккумулятора. Указать заряды электродов.

Контрольные вопросы

1. Изобразить строение двойного электрического слоя на границе цинк – раствор сульфата цинка и медь – раствор сульфата меди.

2. Записать схему гальванического элемента для измерения стандартного электродного потенциала алюминия.

2. Определить стандартный электродный потенциал никелевого электрода и рассчитать его потенциал в растворе сульфата никеля с концентрацией 0,1 М.

3. Составить схему гальванического элемента кадмий – олово, определить направление электродных процессов, заряды электродов, рассчитать э.д.с. стандартного элемента.

4. Составить схему электрохимической коррозии никелированного и хромированного железа в кислой и нейтральной средах. Скорость какого процесса больше?

5. Написать уравнения реакций катодного и анодного процессов при электролизе водных растворов хлорида никеля, нитрата кальция, гидроксида натрия, нитрата серебра.

s- иp- элементы

К s- и p- элементам относятся элементы IA-VIIIA групп Периодической системы Д.И. Менделеева. В атомах этих элементов происходит заполнение электронами соответственно s- и p-подуровней наружного электронного слоя.

С увеличением порядкового номера элемента радиус атома в главных подгруппах возрастает (причина – увеличение числа электронных слоев), а в периодах – убывает (усиливается притяжение валентных электронов к ядру с ростом его заряда). Поэтому металлические свойства элементов (способность окисляться с образованием простого катиона) с ростом порядкового номера в главных подгруппах усиливаются, а в периодах ослабевают. Наоборот, неметаллические свойства, т.е. способность атома элемента восстанавливаться с образованием простого аниона, с ростом порядкового номера в периодах возрастают, а в главных подгруппах уменьшаются.

Для металлов характерно образование основных оксидов и оснований, а для неметаллов – кислотных оксидов и кислот. Руководствуясь общей тенденцией изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и главных подгруппах Периодической системы элементов Д.И. Менделеева, можно заключить, что с увеличением порядкового номера элемента в периодах основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные – возрастают. Наоборот, в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются, а кислотные – ослабевают.

ХИМИЯ S-ЭЛЕМЕНТОВ

1. Водород.

Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью его атомов и отсутствием промежуточных электронных слоев (конфигурация 1s¹). По ряду свойств водород похож на элементыIA-подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, но в большей степени проявляет сходство с элементамиVIIA-группы (галогенами). Признаками, общими у водорода и элементовVIIA-группы, являются: двухатомность и ковалентность связи в молекулах Н₂и Г₂, сходство галогенидов и гидридов активных металлов, близкие значения энергии ионизации Н и Г, отсутствие электрической проводимости, полярность связей в большинстве соединений, закономерное изменение свойств в ряду Н–At.

В свободном состоянии водород в небольших количествах содержится в вулканических и некоторых природных газах. Он входит в состав воды, бурых и каменных углей, нефти, животных и растительных организмов, ряда минералов.

Промышленные способы получения водорода основаны на каталитическом взаимодействии с водяным паром метана СН₄и СО, а также на неполном окислении углеводородов из природных и коксовых газов и продуктов газификации топлива. Используется также электролиз водных растворов щелочей и хлоридов активных металлов. В основе лабораторных способов получения водорода лежит восстановление металлами различных водородсодержащих соединений: воды, кислот, щелочей – например, взаимодействие цинка с разбавленной хлороводородной или серной кислотой.

Водород – это неметаллический элемент. С неметаллами он образует ковалентные соединения (степенью окисления Н +1), а с металлами – ионные соединения (степень окисления –1). Известны также соединения водорода с металлическим типом связи.

При обычных условиях молекулярный водород Н₂относительно малоактивен и взаимодействует лишь с наиболее активными неметаллами. При нагревании он реагирует с металлами, многими неметаллами и сложными веществами. Водород проявляет восстановительные свойства: при нагревании он восстанавливает металлы из их оксидов, галогенидов, нитратов, а неметаллы – из их высших степеней окисления в низшие. При взаимодействии с сильными восстановителями Н₂проявляется свойства окислителя и восстанавливается.

Атомарный водород Н, получаемый при действии на Н₂тихого электрического разряда при пониженном давлении, обладает высокой химической активностью. При обычных условиях непосредственно соединяется со многими неметаллами (N₂,P₄,As,O₂,S₈и др.), восстанавливает многие оксиды металлов.

2. Элементы IA- и IIA-групп.

Элементы литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr составляют IA-группу Периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Их общее название – щелочные металлы. На валентном электронном уровне всех элементов этой группы содержится по одному электрону (валентная электронная конфигурация – ns¹), вследствие этого в соединениях все щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Низкая электроотрицательность щелочных металлов обусловливает существование их в виде однозарядных катионов, образующих со многими анионами соответствующие соли. В целом свойства элементов IА-группы отвечают свойства типичных металлов (ионные связи в соединениях, сильная восстановительная способность, сильнощелочной характер оксидов М₂О и гидроксидов МОН).

Элементыбериллий Ве, магнийMg, кальцийCa, стронцийSr, барийBaи радийRaсоставляютIIА-группу Периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Элементы кальция, стронций, барий и радий имеют групповое название –щелочноземельные металлы. Валентный уровень атомов элементовIIA-группы содержит по два электрона (ns²), поэтому характерная степень окисления этих элементов в соединениях +2. Металлические свойства элементовIIА-группы выражены слабее, чем у элементовIA-группы.

Получение щелочных и щелочноземельных металловв свободном виде возможно только путем электролиза расплава их галогенидов или гидроксидов. Характерные реакции металловIA- иIIA-групп связаны с их высокой восстановительной способностью. С водой они реагируют с образованием гидроксидов и выделением водорода (исключение – бериллий и магний, которые с водой на холоде не реагируют, так как их поверхность покрыта прочной оксидной пленкой).

При окислении на воздухе щелочные металлов образуют различные кислородные соединения: литий – оксидLi₂O, натрий – пероксидNa₂O₂, а калий, рубидий и цезий – надпероксидыKO₂,RbO₂иCsO₂. МеталлыIIA-группы с кислородом образуют оксидыMO. Оксиды щелочных металловM₂Oявляются типичными основными оксидами, а гидроксиды МОН – типичными растворимыми в воде основаниями (щелочами), которые создают сильнощелочную среду. Оксиды и гидроксиды элементовIIA-группы (кроме бериллия) проявляются основные свойства; гидроксиды стронция и бария из-за хорошей растворимости в воде можно назвать щелочами аналогично гидроксидам щелочных металлов. Оксид и гидроксид бериллия амфотерны.

В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов M₂O₂и надпероксидовMO₂находятся пероксид-ионы О₂^2–и надпероксид-ионыO₂^–; известны ионные озонидыMO₃. Все эти соединения при нагревании легко распадаются с выделением кислорода, а также подвергаются гидролизу с образованием гидроксид- и гидропероксид-ионов. Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители. Как и щелочные металлы, щелочноземельные образуют не только оксиды, но также пероксидыMO₂и надпероксиды М(О₂)₂, которые при обработке разбавленными растворами кислот на холоду выделяют пероксид водорода, а при нагревании – кислород.

Металлы IA- иIIA-групп, проявляя высокую химическую активность, образуютбинарные соединения: с водородом – гидридыMHиMH₂, с азотом – нитридыM₃NиM₃N₂, с галогенами – галогениды МГ и МГ₂, с углеродом – ацетилениды М₂С₂и МС₂, с серой – сульфиды М₂Sи МSи т.д.

Солищелочных металлов, за исключением некоторых солей лития (LiF,Li₂CO₃,Li₃PO₄), хорошо растворимы в воде. Ионы щелочных и щелочноземельных металлов гидролизу не подвергаются. Катионы бериллия и в меньшей степени магния в обменное взаимодействие с водой вступают. Карбонаты магния и щелочноземельных металлов МСО₃малорастворимы в воде, в то же время их гидрокарбонаты М(НСО₃)₂растворимы хорошо. Именно гидрокарбонаты кальция и магния обусловливают так называемую временную жесткость воды. Ее можно устранить, осаждая малорастворимые карбонаты (например, кипячением или нейтрализацией раствором щелочи).

По многим физико-химическим свойствам литийобнаруживает большее сходство с магнием (элементом, находящимся в Периодической системе по диагонали от него), чем со своим непосредственным электронным аналогом – натрием. Литий и магний легко реагируют с азотом и дают нитридыLi₃NиMg₃N₂. Поэтому при сгорании на воздухе литий и магний образуют оксиды и нитриды. Гидроксиды лития и магния уже при умеренном нагревании (400-500^оС) разлагаются на соответствующий оксид и воду, тогда как гидроксиды остальныхs-элементов в этих условиях термически устойчивы и образуют ионные расплавы.

Химические свойства бериллия напоминают свойства алюминия (диагональная периодичность свойств). Так, оба эти металла образуют ковалентные галогениды с мостиковыми атомами галогена, им свойственно комплексообразование (в частности, с галогенид-ионами, например [BeF₄]^2–и [AlF₆]^3–). Наконец, бериллий, как и алюминий, амфотерен (электроотрицательность обоих элементов 1,47).

Поскольку гидроксид бериллия амфотерен, его получают из растворов солей осаждением не щелочью, а гидратом аммиака. Растворимость Be(OH)₂в воде значительно ниже, чемMg(OH)₂.