Неорг химия

Опыт 4. Изучение окислительно-восстановительной двойственности нитрита калия или натрия.

Водну пробирку налейте 1-2 мл раствора иодида калия (KI) и равный объем разбавленной серной кислоты, а затем прибавьте 2-3 мл раствора нитрита натрия (NaNO2). Как изменяется окраска раствора? Какой газ выделяется?

Вдругую пробирку налейте 1-2 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7), двойной объем разбавленной серной кислоты и 4-5 мл раствора нитрита натрия NaNO2. Чем объясняется изменение окраски раствора (сравните ее с окраской имеющихся в Вашем распоряжении соединений хрома)?

Какую роль выполняет нитрит натрия в каждой из реакций, чем это можно объяснить?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты электронно-ионного баланса:

NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Na2SO4 + NO + H2O;

NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O.

К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реак-

ции?

Опыт 5. Изучение окислительно-восстановительной двойственности сульфита натрия.

Приготовьте 2-3 мл раствора сульфита натрия (Na2SO3), разделите его пополам, отлив часть в другую пробирку. К одной части раствора прилейте такой же объем разбавленной серной кислоты и добавляйте по каплям раствор дихромата калия (K2Cr2O7) до получения устойчивой окраски раствора.

Ко второй части раствора сульфита натрия добавьте равный объем разбавленной серной кислоты и 1-2 мл раствора сульфида натрия (Na2S). Что наблюдается?

111

Какую роль выполняет сульфит натрия в каждой из реакций, чем это можно объяснить?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O; Na2SO3 + Na2S + H2SO4 → S + Na2SO4 + H2O.

К какому типу принадлежат данные окислительно-восстановительные реакции?

Опыт 6. Изучение окислительно-восстановительной двойственности пероксида водорода.

Вдве пробирки налейте по 2 мл раствора пероксида водорода (Н2О2) и столько же разбавленной серной кислоты.

Впервую добавьте 1-2 мл раствора иодида калия (KI) и 1-2 капли раствора крахмала. О чем свидетельствует изменение окраски крахмала?

Во вторую пробирку прибавляйте по каплям раствор перманганата калия (KMnO4). Что наблюдается? Чем это можно объяснить?

Какую роль играет пероксид водорода в каждой реакции? Почему это возможно?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Н2О2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O;

Н2О2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

К какому типу принадлежат данные окислительно-восстановительные реакции?

112

Опыт 7. Изучение окислительно-восстановительной двойственности диоксида марганца.

Проводить в вытяжном шкафу!

К небольшому количеству порошка диоксида марганца (MnO2) прилейте 2-3 мл концентрированной серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку до выделения газа. Как изменяется цвет реакционной смеси?

После охлаждения реакционной смеси добавьте в пробирку небольшое количество воды. Сравните полученную окраску с окраской имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений марганца. Какую степень окисления приобретает атом марганца в результате реакции?

В другую пробирку с таким же количеством MnO2 добавьте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Отметьте изменение цвета реакционной смеси и выделение газа.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

MnO2 + H2SO4 → HMnO4 + SO2 + H2O;

MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O.

Какую роль выполняет диоксид марганца в каждой из реакций, чем это можно объяснить? К какому типу окислительно-восстановительных реакций принадлежит каждая из них?

Опыт 8. Изучение различных типов окислительно-восстановительных реакций. Опыт 8.1. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора дихромата калия (K2Cr2O7), прилейте равный объем серной кислоты. Добавьте небольшое количество кристаллического нитрита натрия (NaNO2) до изменения цвета раствора. Сравните цвет раствора с цветом имеющихся в Вашем распоряжении растворов соединений хрома. Какую степень окисления приобрел атом хрома в ре-

зультате реакции?

Возьмите небольшое количество кристаллического дихромата аммония (NH4)2Cr2O7, насыпьте его горкой на керамическую плитку. Прикоснитесь го-

113

рящей лучинкой к кристаллам и подержите некоторое время (до начала бурной реакции). Отметьте происходящие явления. Как изменяется цвет кристаллов?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O; (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O.

К какому типу принадлежит каждая реакция? Какие окислительновосстановительные свойства проявляет Cr (VI)? Чем объясняется способность дихромата аммония (в отличие от дихромата калия) к внутримолекулярному окислению-восстановлению?

Опыт 8.2. Налейте в пробирку 2 мл раствора перманганата калия KMnO4, добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, а затем небольшое количество кристаллического сульфита натрия (Na2SO3). Перемешайте реакционную смесь.

Наблюдайте изменение цвета раствора. Сравните цвет раствора с цветом раствора имеющихся в Вашем распоряжении соединений марганца.

Проводить в вытяжном шкафу!

В сухую пробирку поместите несколько кристалликов сульфита натрия (Na2SO3) и нагревайте ее на пламени спиртовки 5-6 минут.

Для установления состава реакционной смеси, полученной при нагревании сульфита натрия, проделайте качественные реакции на ионы S2- и SO42-. Реактивом на сульфид ион S2- может служить раствор соли меди (II): в результате обменной реакции образуется характерный черный осадок сульфида меди (II). Доказательством присутствия в растворе сульфат-анионов может служить реакция с раствором какой-либо соли бария, приводящая к образованию белого осадка сульфата бария BaSO4.

Для проведения качественных реакций охлажденную реакционную смесь растворите в небольшом количестве воды. Разделите раствор на две части, к

114

одной добавьте несколько капель раствора хлорида бария BaCl2 , к другой - несколько капель раствора сульфата меди CuSO4. Отметьте цвет образующихся осадков. Напишите уравнения реакций их образования.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O; Na2SO3 → Na2S + Na2SO4.

К какому типу принадлежит каждая из реакций? Почему атомы серы в сульфите натрия способны к диспропорционированию?

Опыт 9. Изучение реакции металлов с серной кислотой.

Опыт 9.1. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в две пробирки по грануле цинка. В одну пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, а в другую – 2 мл концентрированной серной кислоты. При необходимости осторожно нагрейте пробирки на пламени спиртовки. Что наблюдается?

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Сделайте обобщенный вывод о различии поведения серной кислоты в зависимости от ее концентрации.

115

Опыт 9.2. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в две пробирки по небольшому кусочку магниевой и медной стружки. Осторожно прибавьте 1-2 мл разбавленной серной кислоты. В каком случае реакция не идет? Почему?

Повторите опыт, заменив разбавленную кислоту на концентрированную. Сравните запахи выделяющихся газообразных продуктов.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Mg + H2SO4 конц. → MgSO4 + H2S + H2O; Cu + H2SO4 конц. → CuSO4 + SO2 + H2O .

Сделайте обобщенный вывод о влиянии природы металла на окислительные свойства серной кислоты.

Опыт 10. Изучение реакции металлов с азотной кислотой.

Опыт 10.1. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в каждую из двух пробирок по небольшому кусочку медной стружки. В одну из них добавьте 1-2 мл разбавленной азотной кислоты, а в другую – столько же концентрированной азотной кислоты. Первую пробирку можно слегка нагреть на пламени спиртовки, если реакция не начинается.

Что наблюдается? Сравните цвет растворов и выделяющихся газообразных продуктов.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Сделайте вывод о различном поведении азотной кислоты в окислительновосстановительных реакциях в зависимости от ее концентрации.

116

Опыт 10.2. Проводить в вытяжном шкафу!

Поместите в две пробирки по небольшому кусочку магниевой и медной стружки. Прилейте в каждую пробирку 1-2 мл разбавленной азотной кислоты. Отметьте наблюдаемые явления. Если во второй пробирке реакция не начинается, нагрейте ее на пламени спиртовки.

Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

Сделайте обобщенный вывод о влиянии природы металлов на окислительную способность азотной кислоты.

6. СОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА

1.Название работы.

2.Цель работы.

3.По каждому опыту:

–его название;

–Ваши экспериментальные наблюдения;

–электронно-ионные уравнения с указанием окислителя, восстановителя и процессов окисления и восстановления;

–уравнения реакций.

4.Выводы.

117

РАБОТА 6. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в работающих гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обусловливающими электрохимическую коррозию металлов и сплавов.

2.ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К РАБОТЕ

1.Какая система называется в электрохимии электродом?

2.Что такое электродный потенциал?

3.Потенциал какого электрода принят за нуль?

4.От каких параметров зависит величина электродного потенциала?

5.Что такое стандартный электродный потенциал?

6.Как записывается уравнение Нернста для электродов типа Men+│Me?

7.Что такое гальванический элемент?

8.Какой электрод в гальваническом элементе называется анодом? Какой электрод называется катодом?

9.Как рассчитывается ЭДС гальванического элемента?

10.Какая химическая реакция называется электролизом?

11.На каком электроде при электролизе происходит процесс восстановления? Процесс окисления?

12.Чем определяется последовательность восстановления катионов при электролизе?

13.В каких случаях на катоде восстанавливаются катионы металлов? В каких случаях на катоде восстанавливается вода?

14.Какие металлы нельзя получить электролизом водных растворов их солей?

118

15.В какой последовательности окисляются при электролизе частицы на ано-

де?

16.В каких случаях при электролизе водных растворов на аноде окисляется вода? Какие продукты при этом образуются?

17.Что такое коррозия металлов?

18.Как происходит химическая коррозия? Приведите примеры.

19.В каких случаях происходит электрохимическая коррозия?

20.Что представляет собой анодный процесс при коррозии?

21.Какой процесс происходит на катоде при коррозии металлов:

–в кислой среде?

–в нейтральной среде?

22.Как происходит коррозия при контакте двух металлов?

23.Какие покрытия называют анодными? Как происходит коррозия при нарушении их целостности?

24.Какие покрытия называют катодными? Как происходит коррозия при нарушении их целостности?

25.Каковы принципиальные методы защиты металлов от коррозии?

119

3. ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

Электродные потенциалы

Проводники делят на две группы по типу носителей заряда: в проводниках первого рода ток переносят электроны (металлы), в проводниках второго рода - ионы (растворы и расплавы электролитов).

Система, состоящая из проводника первого рода, контактирующего с проводником второго рода, называется электродом. Разность между потенциалом проводника первого рода (например, металлом) и потенциалом в глубине раствора или расплава, равным нулю, принято называть электродным потенциалом.

Ионно-металлический электрод (электрод I рода) представляет собой металлическую пластину (проводник первого рода), погруженную в раствор соли того же металла (проводник второго рода), например, медь в растворе сульфата меди. Схематически это записывают так: Cu2+│Cu, или в общем виде: Меn+│Ме.

При контакте металла с водой или водным раствором электролита полярные молекулы воды взаимодействуют с катионами металла, находящимися в узлах кристаллической решетки. В результате гидратированные катионы металла могут переходить в раствор. Параллельно возможен и обратный процесс - встраивание катионов металла из раствора в кристаллическую решетку. С течением времени скорости обоих процессов выравниваются и устанавливается равновесие между металлом в твердой фазе (восстановленная форма) и катионами металла в растворе (окисленная форма):

Me (т) + m H2О R [Me(H2O)m ]n+ (р-р) + ne-,

или в сокращенном виде (без учета гидратации ионов):

Me(т) R Men+(р-р) + ne-.

120