(Кисле середовище) (нейтральне середовище)

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

(Нейтральне середовище)

(лужне середовище)

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

відновник	3 процес окиснення;
окисник	1 процес відновлення;

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

Порядок виконання роботи

Дослід 1. Окисно-відновні властивості нітриту натрію.

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

Дослід 2. Вплив середовища на окисно-відновні реакції.

У три пробірки налити по 3 мл розчину перманганату калію. У першу додати 2 мл , в другу – 2 мл , в третю – 2 мл . У кожну пробірку додати по 3 мл розчину сульфіту натрію.

Оформлення результатів роботи

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

Дослід 2. Написати рівняння реакцій між і в кислому, нейтральному і лужному середовищах, враховуючи, що фіолетовий колір характерний для іонів , слабо-рожевий, майже безбарвний - для іонів , зелений – для іонів , бурий колір має осад . Зробити висновок щодо впливу середовища на глибину перебігу окисно-відновних процесів.

Питання для самоперевірки

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Що таке ступінь окиснення?

3. Що таке окисник і відновник?

4. Які сполуки мають окисно-відновну двоїстість?

5. Для яких реакцій використовують методи електронного та електронно-іонного балансів?

Лабораторна робота № 13

Гальванічні елементи

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

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 по зовнішньому провіднику (рис.4).

Рис. 4	Рис. 5
Схема гальванічного елемента	Схема подвійного електричного шару

Необхідно розуміти, що в основі роботи ГЕ лежать явища, що відбуваються на межі поділу метал – розчин електроліту. Для цього треба знати, що при зануренні металу в розчин на межі метал – розчин утворюється подвійний електричний шар (рис. 5), що призводить до виникнення стрибка потенціалу (електродний потенціал ().

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

,

де - стандартний електродний потенціал;

- число електронів, які віддає метал;

- концентрація іонів металу в розчині.

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

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. 4). На межі поділу фаз виникає різниця потенціалів і встановлюється рівновага:

Потенціал цинкового електрода має більш негативне значення, ніж потенціал мідного, тому при замиканні зовнішнього ланцюга і при з’єднанні цинку з міддю металевим провідником електрони будуть переходити з цинкової пластини на мідну. У результаті цього рівновага на цинковому електроді зміститься праворуч, тому в розчин перейде додаткова кількість іонів цинку, в той же час рівновага на мідному електроді зміститься ліворуч і на ньому відбудеться осідання іонів міді з розчину у вигляді атомів.

Таким чином, цинковий електрод буде анодом, на ньому відбувається процес окиснення цинку, а мідний електрод буде катодом, на ньому відбувається процес відновлення іонів міді:

На внутрішній ділянці ланцюга аніони переміщуються від мідного електрода до цинкового, а катіони і в зворотному напрямку.

Сумарний процес виражається рівнянням

Електрохімічні системи ГЕ зображують у вигляді схем, наприклад,

Ознайомившись з роботою гальванічного елемента, необхідно розрахувати його ЕРС за формулою:

ЕРС = ,

де і - потенціал відповідно катода і анода.

Порядок виконання роботи

Зібрати мідно-цинковий, залізо-цинковий і залізо-мідний ГЕ. Для цього налити в склянки 0,01М розчини , занурити в них електроди з відповідного металу і з’єднати попарно розчини - подібною трубкою, наповненою насиченим розчином у суміші з агар-агаром. З’єднати електроди зібраного ГЕ з вольтметром. Замкнути ланцюг і відзначити напрямок струму (див. рис. 4). Зняти показання за шкалою вольтметра.

Оформлення результатів роботи

1. Скласти схеми ГЕ. Вказати напрямок переміщення електронів по зовнішньому ланцюгу. Записати рівняння електродних процесів, скласти загальне рівняння реакції, що відображає роботу кожного ГЕ.

2. Розрахувати теоретичну величину ЕРС кожного з досліджених елементів, використовуючи рівняння Нернста.

1. Порівняти теоретичне значення ЕРС з експериментальним.

2. Зробити 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 при 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 при роботі цих елементів, і розрахувати ЕРС елементів у стандартних умовах.

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

а) окиснюватися за допомогою :

б) відновлюватися за допомогою :

.

Скласти молекулярні та іонні рівняння можливих реакцій.

Лабораторна робота № 14

ЕЛЕКТРОЛІЗ

Мета роботи – ознайомлення з процесами, що відбуваються при електролізі водних розчинів солей.

Загальні вказівки

Необхідно чітко уявляти, що суть електролізу пов’язана з окисно-відновними процесами, що відбуваються на електродах при проходженні електричного струму через розплав або розчин електроліту. Як і в гальванічному елементі, на катоді відбуваються процеси відновлення, а на аноді – окиснення.

При розгляданні 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 25⁰С у 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 ніж – 0,41 В, іони металу не відновлюються, а відновлюються іони водню або молекули води:

Іони металів, розташованих у ряді напруг між Аl і Pb, відновлюються одночасно з іонами водню, оскільки величина його потенціалу (- 0,41 В) близька до значень електродних потенціалів цих металів.

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

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

1. Розчинний анод. У цьому випадку окиснюється метал, з якого виготовлений анод:

2. Нерозчинний (інертний) анод. При наявності в розчині іонів відбувається окиснення цих іонів. Наприклад:

При наявності в розчині аніонів кисневмісних кислот (наприклад, ), а також фторид-іона окиснення цих іонів не відбувається, а виділяється кисень завдяки електрохімічному окисненню гідроксид-іонів та молекул води:

Порядок виконання роботи

Дослід. Електроліз водного розчину йодиду калію.

Налити в U-подібну трубку 5% розчин йодиду калію. Занурити в розчин вугільні електроди і 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.

Оформлення результатів роботи

Скласти рівняння реакцій, що відбуваються біля електродів, 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.

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

а) у випадку вугільного анода;

б) у випадку мідного анода.

3. Скласти електронні рівняння процесів, які відбуваються на електродах при електролізі розчинів .

Лабораторна робота № 15