Лабораторний_практикум_з_дисципліни Хімія”_2014

ному мікрошпателю розтертої в порошок крейди й інтенсивно перемішати. Відзначити відносну швидкість розшарування суспензії в обох пробірках.

Дослід 2 Приготування емульсії олії в воді

У дві пробірки налити по 5 мл води і по 5 мл олії. В одну з пробірок додати 5 крапель 2% розчину мила. Закрити пробірки пробками й енергійно перемішати. Відзначити, в якій пробірці розшарування емульсії відбувається швидше.

Дослід 3 Одержання золю гідроксиду заліза (Ш) реакцією повного гідролізу хлориду заліза (Ш)

Нагріти до кипіння 20-30 мл дистильованої води, до неї краплями додати 2% розчину хлориду заліза (Ш) FeCl3 до утворення золю кольору настою міцного чаю. Одержаний розчин зберегти для наступного досліду.

Дослід 4 Коагуляція золю гідроксиду заліза (Ш), одержаного в попередньому досліді.

У три пробірки налити по 2 мл золю гідроксиду заліза (Ш). В першу пробірку додати декілька крапель розчину фосфату натрію, в другу – декілька крапель розчину хлориду натрію, третю залишити для порівняння. Відзначити зміни, які відбуваються.

11.4 Оформлення результатів роботи

Досліди 1 і 2 Зробити висновок про стійкість суспензій та емульсій. Що в цих системах є дисперсною фазою, а що – дисперсійним середовищем? До якого виду дисперсних систем вони належать? Як впливають мило і желатин на стійкість даних дисперсних систем? Як називаються такі речовини?

Дослід 3 Написати рівняння реакції повного гідролізу хлориду заліза, що відбувається під час нагрівання, до утворення гідроксиду заліза. Скласти схему будови міцели золю гідроксиду заліза, враховуючи, що потенціалвизначальними іонами є іони заліза.

Дослід 4 Зробити висновок щодо іонів, які викликають коагуляцію. Як впливає заряд коагулюючого іона на швидкість коагуляції?

Питання для самоперевірки

1Які системи називаються дисперсними? З чого вони складаються?

2Яка існує різниця між поняттями „істинний розчин” і „колоїдний роз-

чин”?

3У чому проявляється кінетична та агрегативна стійкість золів? Чим вона пояснюється?

4Якими способами можна викликати коагуляцію колоїдного розчину?

40

Лабораторна робота № 12

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

12.1Мета роботи – вивчення окисно-відновних властивостей різних речовин. Освоєння методики складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

12.2Загальні вказівки

До окисно-відновних реакцій належать реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення одного або кількох елементів, що входять до складу реагуючих речовин. Зміна ступеня окиснення зумовлена переходом або зміщенням електронів до більш електронегативного атома.

Окиснення – це процес віддачі електронів, а відновлення – процес приєд-

нання електронів. Частинки, які віддають електрони, є відновниками. У процесі реакції вони окиснюються (їхній ступінь окиснення підвищується). Частинки, які приєднують електрони, є окисниками, під час реакції вони відновлюються (ступінь окиснення знижується). Елементи, які знаходяться в найвищому ступені окиснення можуть тільки відновлюватися, тому що їхні атоми спроможні лише приймати електрони: азот у ступені окиснення (+5) (HNO3 і нітрати), сір-

ка (+6) (H2SO4), манган (+7) (KMnO4), хром (+6) (K2CrO4, K2Cr2O7) та ін.

Елементи, які знаходяться в найнижчому ступені окиснення, можуть тільки окиснюватися, оскільки їхні атоми здатні лише віддавати електрони: сірка в ступені окиснення (-2) (Н2S і сульфіди), йод (-1) (HJ і йодиди) та ін.

Речовини, які містять елементи в проміжних ступенях окиснення, мають окисно-відновну двоїстість. Вони здатні і приймати і віддавати електрони, залежно від того, з якою сполукою вони взаємодіють (KNO2, Na2SO3 та ін.).

При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій користуються двома методами підбору коефіцієнтів: методом електронного балансу і методом елект- ронно-іонного балансу.

Метод електронного балансу дає змогу складати рівняння окисновідновних реакцій, які відбуваються у водних розчинах, в газовій та твердій фазах.

Метод електронно-іонного балансу використовують при складанні рівнянь реакцій, які відбуваються в розчинах електролітів. У цьому випадку при визначенні коефіцієнтів у рівнянні окисно-відновної реакції виходять не із ступенів окиснення, а з реальних зарядів тих іонів, що існують у розчині.

Загальний хід складання рівнянь за обома методами є однаковим. Вони відрізняються лише за п. 4 наведеної далі послідовності операцій.

1Записати формули речовин, що вступають у реакцію.

2Визначити, яка з речовин даної реакції виявляє окисні, а яка – відновні властивості. Для цього за формулами речовин знайти ступені окиснення всіх

41

елементів і згідно з їх положенням у періодичній системі визначити, які з них мають вищі ступені окиснення, а які – нижчі.

3Записати формули речовин, на які перетворюються окисники внаслідок відновлення, а відновники − внаслідок окиснення.

4Скласти електронні (метод електронного балансу) або електронноіонні схеми (метод електронно-іонного балансу) процесів окиснення та відновлення. Підібрати коефіцієнти для цих схем так, щоб загальне число електронів, які віддає відновник, дорівнювало загальному числу електронів, які приєднує окисник.

5Розставити коефіцієнти в молекулярному рівнянні реакції так, щоб загальна кількість атомів кожного елемента була однаковою в лівій і правій частинах рівняння.

Приклад 1. Визначимо коефіцієнти за методом електронного балансу в рі-

внянні реакції Al O2 Al2 O3

4Al 12e 3O2 12e 4Al 6O

0 0

4Al 3O2 2Al2O3

У випадку використання електронно-іонного балансу треба мати на увазі наступне: якщо в напівреакції є незбалансований кисень, то надлишок кисню в лівій частині напівреакції в кислому середовищі зв’язується іонами водню з утворенням молекул води, а в нейтральному та лужному – молекулами води з

утворенням гідроксид-іонів OH .

MnO4 8H 5e Mn2 4H2O (кисле середовище);

MnO4 2H2O 3e MnO2 4OH (нейтральне середовище).

Нестача кисню в лівій частині напівреакції поповнюється в кислому та нейтральному середовищах киснем з молекул води, при цьому утворюються іони водню, а в лужному середовищі – за рахунок гідроксид-іонів з утворенням молекул води. Наприклад:

SO32 H2O 2e SO24 2H (нейтральне середовище);

SO32 2OH- 2e SO24 H2O (лужне середовище).

42

Приклад 2 . Визначимо коефіцієнти за методом електронно-іонного балансу в рівнянні реакції:

FeSO4 K2 Cr2 O7 H2SO4 Fe2(SO4)3 Cr2(SO4)3 K2SO4 H2O Fe2 SO24 2K Cr2O72 2H SO24

2Fe3 3SO24 2Cr3 3SO24 2K SO24 H2O

6Fe2 6e Cr2O72 14H 6e 6Fe3 2Cr3 7H2O

6FeSO4 K2Cr2O7 7H2SO4 3Fe2(SO4)3 Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O

На характер перебігу окисно-відновних реакцій значно впливає середовище. Для створення кислого середовища звичайно використовують розведену H2SO4, а лужне середовище створюють, додаючи в розчин KOH або NaOH.

12.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Окисно-відновні властивості нітриту натрію NaNO2

Узяти дві пробірки. У першу пробірку налити 3 мл розчину йодиду калію KJ , додати декілька крапель розведеного розчину H2SO4 і розчин NaNO2 до змінення кольору. В другу пробірку налити 3 мл розчину KMnO4, підкислити його розведеним розчином H2SO4 і додати розчин NaNO2 до утворення безбарвного розчину. Відзначити зміни, які відбуваються.

Дослід 2 Вплив pH середовища на окисно-відновні реакції

У три пробірки налити по 3 мл розчину перманганату калію. У першу з них додати 2 мл H2SO4, в другу – 2 мл H2O, в третю – 2 мл KOH. У кожну пробірку додати по 3 мл розчину сульфіту натрію Na2SO3.

12.4 Оформлення результатів роботи

Дослід 1 Скласти рівняння окисно-відновних реакцій, використовуючи метод електронно-іонного балансу. Зробити висновок про те, в якому випадку нітрит-іони мають відновні, а в якому – окисні властивості.

43

Дослід 2 Написати рівняння реакцій між KMnO4 і Na2SO3 в кислому, нейтральному та лужному середовищах, враховуючи, що фіолетовий колір є характерним для іонів MnO4 , слабо-рожевий, майже безбарвний - для іонів

Mn2 , зелений – для іонів MnO24 , бурий колір має осад MnO2. Зробити висновок щодо впливу pH середовища на глибину перебігу окисно-відновних процесів.

Питання для самоперевірки

1Які реакції називаються окисно-відновними?

2Що таке ступінь окиснення?

3Що таке окисник і відновник?

4Які сполуки мають окисно-відновну двоїстість?

5Для яких реакцій використовують методи електронного та електронноіонного балансів?

Лабораторна робота № 13

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ

13.1 Мета роботи ― ознайомлення з роботою гальванічного елемента (ГЕ) і вивчення впливу природи електродів на величину ЕРС гальванічного елемента.

13.2 Загальні вказівки

Гальванічний елемент – це прилад, що служить для перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції на електричну, причому електрони переходять від відновника до окисника не безпосередньо, а через зовнішній провідник.

Воснові роботи ГЕ лежать явища, що відбуваються на межі поділу метал

–розчин електроліту, а саме: утворення подвійного електричного шару, що приводить до виникнення стрибка потенціалу (електродного потенціалу)

Men /Me.

Величину електродного потенціалу визначають за рівнянням Нернста, яке для t= 25 0С має вигляд

n − число електронів, що беруть участь у процесі;

44

[СМеn ]− рівноважна концентрація іонів металу в розчині.

Величину стандартного електродного потенціалу φ0 можна знайти в довідкових таблицях (“ряд стандартних електродних потенціалів”). Положення металу в ряду характеризує його відновну здатність, а також окисні властивості іонів металу у водних розчинах. Чим менше значення φ0, тим активнішим є метал, тим сильніші відновні властивості виявляє він у вигляді простої речовини. Так, метал, який стоїть в ряду попереду, здатний витиснути із сполук метали, які стоять після нього.

При складанні ГЕ треба знати, що більш активний метал завжди є анодом, а менш активний – катодом. При цьому необхідно пам’ятати, що на аноді відбуваються процеси окиснення (віддачі електронів), а на катоді – процеси відновлення (приєднання електронів).

Роботу ГЕ розглянемо на прикладі мідно-цинкового ГЕ (див. рис. 13.1).

Рисунок 13.1 – Схема гальванічного елемента Даніеля-Якобі

На межі поділу фаз виникають різниці потенціалів і встановлюються рівноваги:

Потенціал цинкового електрода має більш негативне значення, ніж потенціал мідного електрода, тому під час з’єднання цинкової пластини з мідною металевим дротом електрони будуть переміщуватись від цинку до міді. У результаті цього рівновага на цинковому електроді зміститься праворуч, а отже в розчин перейде додаткова кількість іонів цинку. У той самій час рівновага на мідному електроді зміститься ліворуч і на ньому відбудеться осідання іонів міді з розчину у вигляді атомів.

Таким чином, цинковий електрод є анодом, оскільки на ньому відбувається процес окиснення цинку, а мідний електрод − катодом, бо на ньому відбувається процес відновлення іонів міді:

На внутрішній ділянці ланцюга аніони SO24 переміщуються від мідного електрода до цинкового, а катіони Zn2 і Cu2 − у зворотному напрямку. Вна-

45

слідок такого переміщення зарядів розчини біля обох електродів залишаються електронейтральними.

Сумарний процес виражається рівнянням

Zn0 Cu2 Zn2 Cu0

або в молекулярній формі:

Zn CuSO4 ZnSO4 Cu .

Електрохімічні системи ГЕ зображуються у вигляді схем, наприклад:

Zn | Zn2 || Cu2 |Cu

Ознайомившись з роботою гальванічного елемента, необхідно розрахувати його електрорушійну силу (ЕРС) за формулою

ЕРС = k a ,

де k і a - потенціали відповідно катода і анода, В.

13.4 Порядок виконання роботи

Зібрати мідно-цинковий, залізо-цинковий і залізо-мідний ГЕ. Для цього потрібно в окремі склянки налити 0,01М розчини СuSO4, ZnSO4, FeSO4 , занурити в них електроди з відповідного металу і з’єднати попарно розчини U- подібною трубкою, наповненою насиченим розчином KCl у суміші з агар-агаром (електролітичний місток). З’єднати електроди зібраного ГЕ з вольтметром. Замкнути ланцюг і відзначити напрямок струму (див. рис. 13.1). Зняти показання за шкалою вольтметра.

13.5Оформлення результатів роботи

1Скласти схеми ГЕ. Вказати напрямок переміщення електронів по зовнішніх ланцюгах. Записати рівняння електродних процесів, скласти загальні рівняння реакцій, що відображають роботу кожного ГЕ.

2Розрахувати теоретичні величини ЕРС кожного з досліджених елементів, використовуючи рівняння Нернста.

3Порівняти теоретичні значення ЕРС з експериментальними.

4Зробити висновок щодо впливу природи електродів на величину ЕРС гальванічного елемента.

Питання для самоперевірки

1 Обчислити потенціал цинкового електрода, зануреного в 0,01 М розчин сульфату цинку; потенціал водневого електрода, зануреного в чисту воду за температури 25 0С і тиску 1 атм.

2 Скласти схеми роботи двох ГЕ, в одному з яких мідь була б анодом, а в іншому – катодом. Написати рівняння реакцій, що відбуваються під час роботи цих елементів, і розрахувати ЕРС елементів за стандартних умов.

46

3 Користуючись таблицею стандартних електродних потенціалів, визначити, який з наведених нижче атомів та іонів може:

а) окиснюватися за допомогою H :

Al, Zn, Ca,Ag, Fe, Hg ;

б) відновлюватися за допомогою Zn :

Na , Mg2 ,Cu2 , Zn2 .

Скласти можливі молекулярні та іонні рівняння реакцій.

Лабораторна робота № 14

ЕЛЕКТРОЛІЗ

14.1 Мета роботи – ознайомлення з процесами, що відбуваються під час електролізу водних розчинів солей.

14.2 Загальні вказівки

Необхідно чітко уявляти, що суть електролізу пов’язана з окисновідновними процесами, які відбуваються на електродах під час проходження електричного струму через розплав або розчин електроліту. Як і в гальванічному елементі, на катоді відбуваються процеси відновлення, а на аноді – окиснення.

Під час розглядання електролізу водних розчинів треба знати, що, крім іонів розчиненої речовини, в електродних процесах можуть брати участь молекули води.

Катодні процеси. Послідовність розрядження іонів залежить від значень електродних потенціалів. Чим менша величина стандартного електродного потенціалу, тим важче відновлюються його іони. Тому на катоді в першу чергу відновлюються катіони металів з найбільшим значенням електродних потенціалів. Необхідно відзначити, що потенціал водневого електрода при температурі 250С в нейтральних розчинах (рН = 7) дорівнює -0,41 В. Тому при електролізі водних розчинів солей найбільш активних металів (від Li до Al), електродні потенціали яких значно менші за -0,41 В, відновлюються не іони металу, а молекули води: рН 7 2Н2О 2е Н2 2OH .

Під час електролізу водних розчинів кислот перед усім відновлюються

Іони металів, розташованих у ряду напруг між Аl і Pb, відновлюються одночасно з іонами водню з води, оскільки значення електродних потенціалів цих металів є близькими до -0,41 В.

Катіони металів, розташованих у ряду напруг після водню, повністю відновлюються на катоді.

47

Анодні процеси. Процеси, що відбуваються на аноді, залежать як від електроліту, так і від матеріалу анода. Розрізняють розчинні (активні) аноди (Cu, Aq, Zn, Ni та ін.) і нерозчинні (інертні), такі як графіт і платина.

У випадку розчинного анода окиснюється метал, з якого виготовлений

анод:

У випадку інертного анода, який не бере участі в електрохімічному процесі, окиснюються аніони й молекули води в наступній послідовності:

S2 ,J ,Br ,Cl ,OH ,H2O, F .

Таким чином, на інертному аноді можливі наступні процеси:

S2 2e S0;

2Г 2е Г2 (Г і Г2 галогенід-іон і молекула галогену відповідно);

4ОН 4е О2 2Н2О; 2Н2О 4е О2 4Н .

З аніонами оксигеновмісних кислот ніяких перетворень зазвичай не відбувається.

14.3 Порядок виконання роботи

Дослід Електроліз водного розчину йодиду калію

Налити в U-подібну трубку 5% розчин йодиду калію. Занурити в розчин вугільні електроди й підключити їх до джерела постійного струму. Додати в катодний простір декілька крапель фенолфталеїну, а в анодний – декілька крапель розчину крохмалю. Відзначити зміну кольору розчину біля кожного з електродів.

14.4 Оформлення результатів роботи

Скласти рівняння електродних реакцій, визначити продукти, які утворюються в білякатодному і біляанодному просторі після завершення процесу електролізу.

Питання для самоперевірки

1 У воді розчинені солі алюмінію, цинку і міді. Визначити послідовність реакцій на катоді під час проходження електричного струму через розчин.

2 Скласти електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах під час електролізу водних розчинів CuSO4 і AgNO3:

а) у випадку вугільного анода; б) у випадку мідного анода.

48

3 Скласти електронні рівняння процесів, що відбуваються на електродах під час електролізу розчинів KCl і AgNO3 у випадку інертного анода.

Лабораторна робота № 15

ВЛАСТИВОСТІ АЛЮМІНІЮ ТА ЗАЛІЗА

15.1Мета роботи – дослідження взаємодії Al і Fe з кислотами та лугами.

15.2Загальні вказівки

Вісімдесят вісім із ста десяти відомих хімічних елементів є металами. До них належать елементи від першої до четвертої групи (крім H, B C, Si), а також елементи побічних підгруп − від четвертої до восьмої групи. У головній підгрупі п’ятої групи знаходиться два метали (Sb, Bi), а в головній підгрупі шостої групи – один метал (Po).

Характерною властивістю металів є їхня здатність лише віддавати електрони й утворювати позитивно заряджені іони. Отже, метали можуть бути тільки відновниками, а тому взаємодіють з окисниками, наприклад, з киснем, сіркою, галогенами, азотом, фосфором. Лужні та лужноземельні метали взаємодіють також з воднем.

Активні метали взаємодіють з водою за кімнатної температури, метали середньої активності – під час нагрівання, малоактивні метали з водою не взаємодіють. Метали взаємодіють також з кислотами з утворенням солей. Залежно від активності металу, природи та концентрації кислоти продукти відновлення кислоти можуть бути різними.

Деякі метали, що утворюють амфотерні гідроксиди (наприклад, Al) взаємодіють з лугами.

Метали взаємодіють з розчинами солей менш активних металів. Явище витіснення одними металами інших з їхніх солей вперше було вивчене російським вченим М.М.Бекетовим у 1865 році. Розмістивши всі метали в напрямку послаблення електрохімічної активності, він установив “витискувальний ряд”, який тепер називається рядом електрохімічних потенціалів. Співставивши значення стандартних потенціалів двох металів, можна визначити, який з них буде витісняти інший з розчинів його солей.

15.3 Порядок виконання роботи

Дослід 1 Дія кислот на алюміній

1 Взаємодія алюмінію з соляною та сірчаною кислотами різної концент-

рації.

У три пробірки покласти по шматочку алюмінію і додати 5-10 крапель: у

49