МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЕГАЗОВЫЙ

УНИВЕРСИТЕТ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ. ЧАСТЬ 1.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К лабораторным работам по дисциплине общая и неорганическая химия

для студентов специальностей:

250400 – «Химическая технология природных энергоносителей и

углеродных материалов»

250100 – «Химическая технология органических веществ»

170500 – «Машины и аппараты химических производств и предприятий

строительных материалов»

080500 – «Геология нефти и газа»

080200 – «Геофизические методы поисков и разведки месторождений

полезных ископаемых»

011400 – «Гидрогеология и инженерная геология»

551800 – «Технологические машины и оборудование»

очной и заочной форм обучения

Тюмень 2001

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

Составители: Г.К. Севастьянова – доцент, к.х.н.

Т.М. Карнаухова - доцент, к.х.н.

Т.Г. Гурьева - доцент, к.х.н.

Н.М. Хлынова - доцент, к.х.н.

Тюменский государственный нефтегазовый университет

2001 г.

Работа 10. Окислительно-восстановительные реакции.

Цель работы: усвоение закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций (ОВР), освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восстановительными (ОВР).

Так, например, в ракциях:

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰ (1)

Sn⁺²Cl₂^-1 + 2Fe⁺³Cl₃^-1 = Sn⁺⁴Cl₄^-1 + 2Fe⁺²Cl₂^-1 (2)

ртуть и кислород в первой реакции, олово и железо во второй – изменяют степень окисления.

Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называют степенью окисления.

Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома), отрицательной (электроны смещены к атому) или нулевой.

В общем случае для молекул сложных веществ типа А₂В, АВ, АВ₂, и т.п. вопрос о степени окисления элементов А и В – положительной или отрицательной – решается на основании сопоставления значений электроотрицательностей этих элементов. При образовании химического соединения из элементов А и В максимальная плотность электронного облака связи смещена в направлении атома, обладающего большей электроотрицательностью. При этом атом с меньшей электроотрицательностью приобретает положительное значение степени окисления, а с большей - отрицательное. Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, например водорода (Н₂), хлора (Cl₂), азота (N₂), и т.д., так как в этом случае связующее электронное облако в равной мере принадлежит обоим атомам. Если вещество находится в атомарном состоянии, то степень окисления атома так же равна нулю.

Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), цинк (+2), кадмий (+2), алюминий (+3), фтор (-1). Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂ и т.п.), где его степень окисления равна –1. Степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением надпероксидов (-1/2), пероксидов (-1), диоксидифторида O₂F₂ (+1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

Большинство элементов могут проявлять переменную степень окисления. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому алгебраическая сумма степеней окисления атомов элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

Пример. Вычислить степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте H₃PO₄.

Сумма всех степеней окисления в соединении должна быть равна нулю поэтому, обозначив степень окисления фосфора через Х и умножив известные степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)*3 + Х + (-2)*4 = 0

Из этого уравнения найдем, что Х = +5.

Высшая степень окисления – это наибольшее положительное ее значение. Она равна номеру группы периодической системы элементов и является важной количественной характеристикой элемента в соединениях. Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях, принято называть низшей степенью окисления. Для неметаллов низшая степень окисления равна (n-8), где n - номер группы периодической системы элементов. Все остальные встречающиеся степени окисления элемента называют промежуточными. Например, для серы высшая степень окисления +6, низшая –2, промежуточная +4.

Процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, частицы, отдающие электроны – восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), а также вещества, содержащие элементы в низшей степени окисления (бескислородые кислоты и их соли – H₂S^-2, Na₂S^-2, HCl^-1, KI^-1 и т.д., гидриды щелочных и щелочноземельных металлов – NaH^-1, CaH₂^-1 и др., соли металлов – Sn²⁺CL₂, Fe⁺²SO₄, Mn⁺²SO₄, Cr₂⁺³(SO₄)₃ и т.д.).

Процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления элемента, называют восстановлением; а вещества, частицы, принимающие электроны, называют окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), вещества, в состав которых входят атомы элементов металлов и неметаллов в высшей степени окисления или в одной из близких к высшей степени окисления (KMn⁺⁷O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇, H₂S⁺⁶O₄, HN⁺⁵O₃, Mn⁺⁶O₃, HCl⁺⁵O₃, HBr⁺⁵O₃, KCl⁺¹O, Pb⁺⁴O₂ и др.).

Вещества, частицы, содержащие атомы элементов в промежуточных степенях окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Их окислительно-восстановительные свойства зависят от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

Реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в разных молекулах, т.е. окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, относятся к межмолекулярным, реакция (2). Если окислителями, восстановителями служат атомы различных элементов в одной и той же молекуле, то такие реакции называют внутримолекулярными, реакция (1). ОВР, в которых в качестве окислителя и восстановителя выступает один и тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления, называют реакциями диспропорционирования. Примером может служить взаимодействие хлора с горячим концентрированным раствором щелочи:

3Cl₂⁰ + 6NaOH = NaCl⁺⁵O₃ + 5NaCl^-1 + 3H₂O (3)

Окислительно-восстановительные реакции – это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Число электронов, полученных окислителем, равно числу электронов отданных восстановителем. Таким образом, в процессе реакции сохраняется электронный баланс. Это позволяет проводить подбор коэффициентов в уравнении ОВР методом электронного и электронно-ионного балансов. Первый метод удобен для реакций в газовой фазе, расплавах, в твердых системах гомогенного и гетерогенного характера (сплавление, горение, обжиг и т.д.), диспропорционирования, второй – в растворах.

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат их электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φ_OX/Red (редокс – потенциалы).

Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную систему, состоящую из восстановленной формы вещества (Red), окисленной формы вещества (Ox) и электронов. Принято записывать окислительно-восстановительные системы в виде обратимых реакций восстановления:

Ox + ne ↔ Red

Сущность возникновения электродного и окислительно-восстановительного потенциала поясним на следующем примере. Если пластинку металла Ме погрузить в раствор, содержащий его ионы (Меⁿ⁺), то между металлической фазой и раствором будет протекать обменная реакция:

Меⁿ⁺(aq) + ne ↔ Me (кр)

В результате между металлом и раствором возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом (φ_OX/Red = φ_Ме ⁿ⁺ _/Me).

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя, поэтому для характеристики электродных процессов пользуются их относительными значениями. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю. В качестве электрода сравнения часто применяется стандартный водородный электрод. Электродные (окислительно-восстановительные) потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду при стандартных условиях (Т=298 К, Р = 101 кПа, активности а_Red = a_Ox = 1 моль/л и для металлов, а _Ме ⁿ⁺ = 1 моль/л), называют стандартными электродными потенциалами и обозначают φ⁰_OX/Red.

Окислительная способность веществ тем выше, чем больше алгебраическая величина их окислительно-восстановительного потенциала. Напротив, чем меньше величина окислительно-восстановительного потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его восстановительные свойства.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получают так называемый «Ряд стандартных электродных потенциалов».

Положение металла в ряду стандартных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества, и тем меньше окислительные свойства проявляют его ионы и наоборот.

Электродные потенциалы зависят от природы металла, растворителя, рН среды, от соотношения концентраций (точнее активностей) окисленной и восстановленной форм вещества, от температуры и др.

Эта зависимость описывается уравнением Нернста:

_Ox/Red = ⁰_Ox/Red + (2,303RT/nF) lg (a^x_OX/a^y_Red) (4)

где ⁰_Ox/Red - стандартный электродный потенциал процесса (стандартный окислительно-восстановительный потенциал), R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, F – постоянная Фарадея (96480 Кл/моль), a_OX, a_Red – активности* окисленной и восстановленной форм вещества в электродной реакции, X и Y – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно определять электродвижущую силу Е окислительно-восстановительной реакции (ЭДС гальванического элемента, образованного двумя окислительно-восстановительными системами) и направление ОВР.

Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Е = о - в0, где о – потенциал окислителя, в – потенциал восстановителя.

Так, реакция:

2Fe³⁺ + 2I^- = 2Fe²⁺ + I₂

будет протекать только слева направо, но не в обратном направлении. Действительно, ⁰ для систем Fe³⁺ /Fe²⁺ ⁰ = 0,771В, а для I₂ / 2I^- ⁰ = 0,536В. Потенциал первой системы больше потенциала второй системы, а значит окислительная способность у Fe³⁺ больше, чем у I₂.

Е = ⁰Fe³⁺ /Fe²⁺ -  ⁰ I₂/2I^- = 0,771 – 0,536 = 0,235(В)0

Однако для реакции:

2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O = 2KMnO₄ + 16HCl

Е = ⁰Cl₂ /2Cl^- -  ⁰ MnO4^-/Mn²⁺ = 1,360 – 1,510 = -0,150(В)0

и она протекает справа налево.

Всегда системы с более высоким окислительно-восстановительным потенциалом будут окислять системы с более низким его значением.

_____________________

* В случае разбавленных растворов - концентрации.

ЭДС окислительно-восстановительной реакции связана с изменением энергии Гиббса ΔG реакции уравнением:

ΔG = - n*F*E (5)

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции.

В три пробирки внесите по 2 – 3 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавьте 5 капель раствора серной кислоты, во вторую – столько же воды, в третью – столько же 2н раствора щелочи КОН. Затем во все три пробирки прибавьте по микрошпателю:

а) сульфита натрия

б) нитрита калия

Запишите наблюдения, отметив изменение окраски раствора, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска раствора характерна для ионов MnO4^-, слабо – розовая – для ионов Mn²⁺, зеленая – для ионов MnO4^2-, бурый цвет имеет осадок MnO₂. Обратите внимание на реакцию в щелочной среде, где зеленая окраска манганата исчезает вследствие реакции диспропорционирования:

K₂MnO₄→ KMnO₄ + MnO₂

Сделайте вывод о влиянии рН среды на окислительные свойства перманганата калия.

Опыт 2. Окисление перманганатом калия соли марганца (II).

Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора перманганата калия, столько же раствора сульфата марганца. Опишите наблюдения. Опустите в пробирку лакмусовую бумажку. Какая среда в полученном растворе? Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O → MnO₂ + K₂SO₄+…

Опыт 3. Восстановление дихромата калия.

Поместите в пробирку 2 – 3 капли раствора дихромата калия, 5 капель раствора серной кислоты и микрошпатель:

а) сульфата железа (II):

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄→ … + K₂SO₄ + …

б) кристаллического сульфита натрия:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + Na₂SO₃→ …+ Na₂SO₄ + K₂SO₄ + …

Запишите наблюдения, отметив изменение цвета раствора вследствие превращения дихромата калия в соль хрома (III) зеленого цвета. Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

Опыт 4.Окисление иодида калия.

В пробирку с 3 – 4 каплями раствора хлорида железа (III), добавьте 1 – 2 капли раствора иодида калия. Запишите наблюдения, отметив изменение цвета раствора вследствие образования I₂.Составьте уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

Опыт 5. Окислительно-восстановительная реакция с участием простого вещества.

К 6 каплям иодной воды добавьте 1 микрошпатель сульфита натрия. Что наблюдается и почему? Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

I ₂ + Na₂SO₃ + H₂O→ HI + …

Опыт 6. Восстановительные свойства соединений олова (II).

1. К 6 каплям раствора хлорида железа (III) прибавьте 1 каплю роданида калия (KCNS – реактив для качественного обнаружения Fe³⁺), отметьте цвет образовавшегося раствора; после чего прибавьте к нему по каплям до полного обесцвечивания раствор хлорида олова (II).

В каком направлении и почему происходит при этом сдвиг равновесия в системе:

FeCl₃ +3KCNS ↔ Fe (CNS)₃ + 3KCl

Завершите уравнение реакции:

FeCl₃ + SnCl₂ → … + …

Укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

2. К 2 – 3 каплям раствора перманганата калия в присутствии 1 капли серной кислоты, прилейте по каплям раствор хлорида олова (II) до обесцвечивания раствора. Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления:

KMnO₄ + SnCl₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + SnCl₄+ Sn(SO₄)₂ + KCl + …

3. К 1 капле раствора хлорида олова (II) добавьте 1 каплю 40% раствора NaOH, отметьте образование осадка, после чего прибавляйте по каплям 40% раствор NaOH до растворения осадка. Объясните наблюдения, приведя соответствующие уравнения реакций. Добавьте к полученному раствору по каплям:

а) раствор AgNO₃ до появления черного осадка мелкодисперсного серебра:

AgNO₃ + … + NaOH → Ag + Na₂[Sn(OH)₆] + NaCl + NaNO₃ + …

б) раствор Bi(NO₃)₃ до появления черного осадка мелкодисперсного висмута:

Bi(NO₃)₃ + … + NaOH → Bi↓ + …

Завершите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

Опыт 7. Зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной форм вещества.

В данном опыте предлагается измерить редокс – потенциал системы:

[Fe (CN)₆]^3- + e ↔ [Fe (CN)₆]^4-

в зависимости от концентрации ионов [Fe (CN)₆]^3- (окисленная форма) и ионов [Fe (CN)₆]^4- (восстановленная форма).

Соберите установку (см. рис. 1). Сосуды 3 и 5 и электролитические ключи 4 и 6 заполняют насыщенным раствором KCl.

Рис. 1. Схема установки для измерения потенциала окислительно-восстановительной системы: 1 – катодный вольтметр; 2 – электрод сравнения; 3 – сосуд с электродом сравнения; 4 – соединительный электролитический ключ; 5 – промежуточный сосуд; 6 – электролитический ключ с капилляром, прижимаемым к электроду; 7 – платиновый электрод; 8 – сосуд для изучаемой окислительно-восстановительной системы; 9 – токоотвод.

В три стакана вместимостью 50 мл отмерьте из бюретки по 5 мл растворов K₄[Fe (CN)₆] и K₃[Fe (CN)₆] в следующих соотношениях: в первый - 5 мл 0,1М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,1М раствора K₃[Fe (CN)₆]; во второй – 5 мл 0,1М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,01М раствора K₃[Fe (CN)₆]; в третий – 5 мл 0,01М раствора K₄[Fe (CN)₆] и 5 мл 0,1М раствора K₃[Fe (CN)₆].

Измерьте последовательно ЭДС и определите редокс – потенциалы окислительно-восстановительных систем во всех трех стаканах (см. рис.1 стакан 8). Для этого опустите в стакан платиновый электрод с прижатым к нему кончиком электролитического ключа 6, а в сосуд 3 с насыщенным раствором KCl опустите электрод сравнения. Соедините сосуды 8,5 и 3 электролитическими ключами, заполненными насыщенным раствором KCl.

Измерьте ЭДС на катодном вольтметре или рН – метре согласно инструкции по работе с этими приборами. Для установления равновесия измеряйте ЭДС через 3 – 5 минут после включения прибора.

Перед каждым замером платиновый электрод промойте дистиллированной водой и просушите фильтровальной бумагой.

Рассчитайте концентрацию потенциалопределяющих ионов (окисленной и восстановленной формы), учитывая, что раствор каждой соли при смешивании разбавляется вдвое.

Рассчитайте редокс – потенциал систем для различного соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм, используя справочные данные для стандартных потенциалов и принимая, что активности ионов равны их концентрациям.

По измеренной ЭДС (разности потенциалов изучаемой окислительно-восстановительной системы и электрода сравнения) определите экспериментальное значение редокс – потенциала. Стандартный потенциал хлор – серебряного электрода сравнения + 0,222В. Результаты опыта и расчетов запишите в таблицу:

Номер измерения	Концентрация, моль/л			ЭДСизм мВ	Потенциал электрода, мВ		Относительная ошибка,%
	K4[Fe(CN)6]	K3[Fe(CN)6]	[Fe (CN)6]4-		Ерасч	Еэксп
			[Fe (CN)6]3-
1 2 3	0,1 0,1 0,01	0,1 0,01 0,1

Сделайте вывод о характере зависимости редокс – потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм.

Таблица вариантов в к лабораторной работе № 10.

№ варианта	№№ опытов	№№ контрольных вопросов и задач
1	Iа	11а, 12а
2	Iб	11б, 12б
3	II; IIIа; VI – 3а	11в, 12в
4	IIIб; IV; VI – 3б	11г, 12г
5	V; VI – 2; VI – 3а	11д, 12д
6	IIIб; VI – I; VI – 3б	11е, 12е
7	VII; II	8и, 16

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.

1. Определите степень окисления серы в соединениях: H₂S, Na₂S₂O₃, H₂SO₃, H₂SO₄.

2. Определите, возможно ли протекание реакции в прямом направлении при 298К: CuO + H₂ = Cu + H₂O.

3. От каких факторов зависит окислительно-восстановительный потенциал? Напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала, какой – либо реакции.

4. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? На какие типы подразделяются окислительно-восстановительные реакции?

5. Чем характеризуются процессы окисления, восстановления?

6. Напишите полуреакции восстановления ионов NO^3-, SO₄^2-, MnO₄^- в кислой среде.

7. Напишите полуреакции окисления иона SO₃^2- в кислой, нейтральной, щелочной среде.

8. Допишите перечисленные ниже реакции, уравняйте их и укажите окислитель и восстановитель:

а) KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ →

б) MnO₂ + Br₂ + KOH →

в) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ →

г) H₂S + Cl₂ + H₂O →

д) FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ →

е) K₂Cr₂O₇ + NaNO ₂ + H₂SO₄ →

ж) HgS + HNO₃ + HCl → S + NO +…

з) H₂S + HOCl → S + HCl + …

и) KBr + MnO₂ + H₂SO₄ → Br₂ + MnSO₄ + …

к) FeS + HNO₃ → Fe (NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO₂ + …

9. Что положено в основу классификации химических процессов на

реакции обмена и окислительно-восстановительные? Какие из

приведенных ниже реакций относятся к тем или другим:

а) 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

б) K₂Cr₂O₇ + 4AgNO₃ + H₂O = 2Ag₂CrO₄ + 2 KNO ₃ + 2 HNO₃

в) K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr2(SO4)3 + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

г) K₂Cr₂O₇ +2BaCl₂ + H₂O = 2BaCrO₄ + 2HCl + 2KCl

д) Zn + H₂SO_4(разб) = ZnSO₄ + H₂

е) 3Zn + H₂SO_4(конц) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

ж) Zn(OH)2 + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

и) Fe₂O₃ + CO = CO₂ + 2FeO

к) Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

л) Na₂CO₃ +SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂ (t⁰)

м) 2Na₂SO₄ + 2SiO₂ + C → 2Na₂SiO₃ + CO₂ + 2SO₂ (t⁰)

Ответ мотивируйте, в окислительно-восстановительных реакциях

укажите окислитель и восстановитель.

10. Окисление или восстановление происходит при превращениях:

а) FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃

б) Fe₂O₃ → Fe

в) NH₃ → NO

г) 2Cl^- → Cl₂

д) Cl^- → ClO₄^-

е) 2IO₄^- → I₂

11. Какие из указанных ниже веществ могут проявлять: только окислительные свойства; только восстановительные свойства; как окислительные, так и восстановительные свойства?

а) KMnO₄, MnO₂, V₂O₅, KI

б) PbO₂, NH₃, HNO ₂ , Na₂S

в) Na₂SO₃, HNO₃, K₂Cr₂O₇, PH₃

г) Cl₂, PbO₂, Na₂SO₃, Na₂S

д) KI, FeSO₄, NaNO₂, K₂CrO₄

е) H₂SO₄, KBr, HMnO₄, KNO₂

12. Вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и

восстановителя в реакциях, протекающих по схемам:

а) PbO₂ + NaNO₂ + H₂SO₄ → PbSO₄ + NaNO₃ + H₂O

б) Al + HNO₃(конц.) → Al₂O₃ +NH₄NO₃

в) Cr(OH)₃ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

г) K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

д) Bi₂O₃ + Cl₂ + KOH→ KCl + KBiO₃ + H₂O

е) KIO3 + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

13. Закончите уравнения реакций между следующими ионами, пользуясь методом ионно-электронного баланса:

а) MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^- + …

б) Fe³⁺ + S^2- → S + Fe²⁺ + …

в) MnO₄^- + I^- + H⁺ → Mn²⁺ + I₂ + …

г) ClO^- + I^- + OH^- → IO₃^- + Cl^- + …

д) MnO₄^- + SO₃^2- + H⁺ → Mn²⁺ + SO₄^2- + …

е) MnO₄^- + NO₂^- + OH^- → MnO₄^2- + NO₃^- + …

Напишите полные молекулярные уравнения процессов.

14. Определите принципиальную возможность процесса:

а) Zn (k) + CuSO₄(p) → ZnSO₄(p) + Cu (k)

б) 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺ → 2Fe³⁺ + Sn²⁺

в) CrCl₃ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + KBr + H₂O

г) CuS + H₂O₂ + HCl → CuCl₂ + S + H₂O

15. Подберите коэффициенты в следующих окислительно –

восстановительных реакциях:

а) As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₂AsO₄ + NO

б) Fe₂(SO₄)₃ + AsH₃→ As + FeSO₄ + H₂SO₄

в) KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄→ I₂+ Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

г) KMnO₄ + Сa(NO₃)₂ + H₂SO₄→ Сa(NO₃)₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

д) As₂O₃ + I₂+ KOH → KI + K₃AsO₄ + H₂O

е) Bi₂O₃ + Cl₂+ KOH→ KCl + KBiO₃ + H₂O

ж) KClO₃ + I₂+ H₂O→ HIO₃ + KCl

з) Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

и) Ag + H₂SO₄(конц.) → SO₂ + Ag₂SO₄ + H₂O

к) Bi + HNO₃ → Bi(NO₃)₃ + NO + H₂O

л) Ca(OH)₂ + Cl₂ → Ca(ClO)₂ + CaCl₂ + H₂O

16. Что произойдет с пластинкой железа при погружении ее в раствор сульфата меди (II)? В обосновании ответа приведите стандартные электродные потенциалы соответствующих систем.

17. Будет ли протекать окислительно-восстановительная реакция при сливании раствора сульфата железа (III) с раствором иодида калия; бромида калия?

18. Будет ли олово вытеснять магний, ртуть, цинк и серебро из растворов их солей? Какие из этих металлов вытесняют олово из раствора его соли?

19. Могут ли одновременно существовать в растворе KIO₃ и KI, HI и HСlO₃, HCl и HСlO₃, KBr и KMnO₄?

Работа №11. Гальванические элементы (химические источники тока).

Цель работы – знакомство с принципом работы гальванического элемента.

Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в энергию электрического тока. Теоретически для получения электрической энергии можно применить любую ОВР.

Рассмотрим один из наиболее простых ГЭ – медно – цинковый, или элемент Даниэля – Якоби. В нем проводником соединяются пластинки из цинка и меди, при этом каждый из металлов опущен в раствор соответствующей соли: сульфата цинка и сульфата меди (II). Полуэлементы соединены электролитическим ключом*, если находятся в разных сосудах (рис.2) или разделены пористой перегородкой, если находятся в одном сосуде.

Рассмотрим сначала состояние этого элемента при разомкнутой внешней цепи – режим «холостого хода».

Рис. 2. Схема элемента Даниэля – Якоби.

На электродах в результате процесса обмена устанавливаются следующие равновесия, которым в стандартных условиях соответствуют стандартные электродные потенциалы:

____________________

*Электролитический ключ – U – образная трубка, заполненная каким – либо электролитом, чаще насыщенным раствором хлорида калия.

Zn²⁺ + 2e ↔ Zn φ⁰ Zn²⁺/ Zn = -0,76В

Cu²⁺ + 2e ↔ Cu φ⁰ Cu²⁺/ Cu = +0,34В

Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате перехода электронов от цинка к меди равновесие на цинковом электроде сместится влево, поэтому в раствор перейдет дополнительное число ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится вправо и произойдет разряд ионов меди.

Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделение меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк (или не высадится на медном электроде вся медь).

Итак, при работе элемента Даниэля – Якоби протекают следующие процессы:

1. реакция окисления цинка Zn - 2e ↔ Zn²⁺

Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами;

2. реакция восстановления ионов меди Cu²⁺ + 2e ↔ Cu

Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами;

3. движение электронов во внешней цепи;

4. движение ионов в растворе: анионов (SO₄^2-) к аноду, катионов (Cu²⁺, Zn²⁺) к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем:

Zn + Cu²⁺ = Cu + Zn²⁺,

или в молекулярном виде:

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток, поэтому суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

При схематической записи, заменяющей рисунок гальванического элемента, границу раздела между проводником 1 – го рода и проводником 2 – го рода обозначают вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками 2 – го рода – двумя чертами. Анод – источник электронов, поступающих во внешнюю цепь – принято считать отрицательным, катод – положительным. Схема ГЭ Даниэля – Якоби, например, записывается в виде:

(-) Zn ‌ ZnSO₄‌ ‌ ‌ CuSO₄‌ Cu (+)

или в ионно-молекулярном виде:

(-) Zn ‌ Zn²⁺ ‌ ‌‌ Cu²⁺ ‌ Cu (+)

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность окислительно-восстановительных потенциалов (электродных потенциалов*) частных реакций, определяющих электродвижущую силу Еэ гальванического элемента, и в рассматриваемом случае:

Еэ = φ⁰ Cu²⁺/ Cu - φ⁰ Zn²⁺/ Zn

В общем случае Еэ = φ⁰к - φ⁰а, где φ⁰к – потенциал катода, φ⁰а – потенциал анода.

Еэ всегда больше нуля.

Если реакция осуществляется в стандартных условиях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Еэ⁰ данного элемента. Для элемента Даниэля – Якоби стандартная ЭДС Еэ⁰= 0,34 – (-0,76)= 1,1(В).

В работе 10 показано, что зависимость электродного потенциала от концентраций (активностей) окисленной и восстановленной форм вещества и температуры описывается уравнением Нернста. Для случая, когда электроды металлические и устанавливающиеся на них равновесия можно описать в общем виде Me + ne ↔ Me уравнение Нернста можно упростить, учитывая, что в реальных условиях температура близка к 298К и для твердых веществ активность постоянна и равна единице. Подставив в уравнение Нернста Т= 298К, R= 8,314 Дж/ (моль*град), F= 96500 Кл/моль, аRed = aMe ⁿ⁺ =1, x=y=1, заменяя активность аOx = aMe ⁿ⁺ на молярную концентрацию ионов металла в растворе сMe ⁿ⁺ , и, введя множитель 2,303 (переход к десятичным логарифмам), получим:

φ Meⁿ⁺/ Me = φ⁰ Meⁿ⁺/Me + (0, 059/n) * LgС Meⁿ⁺/Me (6)

В ряде случаев металл электрода не претерпевает изменений в ходе электродного процесса, а участвует лишь в передаче от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так в гальваническом элементе:

Pt ‌ Fe²⁺,Fe³⁺ ‌ ‌ MnO₄^-,Mn²⁺, H⁺‌ Pt

роль инертных электродов играет платина. На платиновом катоде восстанавливается железо (II):

Fe²⁺ - e = Fe³⁺,

а на платиновом катоде восстанавливается MnO₄^-:

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O.

Уравнение токообразующей реакции:

5 Fe²⁺ + MnO₄^- + 8 H⁺ = 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы).

__________________

• механизм возникновения электродных потенциалов изложен в работе 10

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Составление гальванических элементов.

а) Составление гальванического элемента из двух разных металлов.

Гальванические элементы составляют из металлов Ме₁ и Ме₂, погруженных в растворы собственных солей, соединенных электролитическим мостиком (ключом), который представляет собой изогнутую стеклянную трубку, заполненную насыщенным раствором хлорида калия (рис.3). Конкретные металлы (Zn, Fe, Cu, Al или др.) для элемента выберите по указанию преподавателя.

Два микростаканчика заполните на 2/3 их объема растворами 1М солей соответствующих металлов. Опустите металлические пластины в растворы собственных солей. Соедините микростаканчики электролитическим мостиком 4, металлические пластины – с гальванометром 5.

Наблюдайте отклонение стрелки гальванометра, обусловленное возникновением электрического тока вследствие разных значений стандартных электродных потенциалов: φ⁰ Me1ⁿ⁺/Me1 и φ⁰ Me2ⁿ⁺/Me2

Рис. 3. Гальванический элемент: 1- электроды; 2 – микростаканчики; 3 – растворы электролита; 4 – электролитический мостик (ключ); 5 – гальванометр.

Сделайте рисунок собранного гальванического элемента. Выпишите значения стандартных электродных потенциалов Ме1 и Ме2, определите, какой электрод будет являться анодом, а какой – катодом. Составьте электрохимическую схему гальванического элемента, указав на ней направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.

Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе, вычислите ЭДС данного гальванического элемента. Изменяется ли ЭДС гальванического элемента, если взять растворы солей, не 1М, а 0,01М концентрации? Вывод подтвердите расчетами.

б) Составление концентрационного гальванического элемента.

Наполните микростаканчики 2 (рис.2) растворами сульфата цинка (сульфата железа (II)) разной концентрации: первый стаканчик 1М ZnSO₄ (FeSO₄₎, второй 0,01М ZnSO₄ (FeSO₄₎. Соедините стаканчики электролитическим мостиком 4. Опустите в каждый стаканчик цинковые (железные) пластины и соедините их проводниками с гальванометром 5. Отклоняется ли стрелка гальванометра?

Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов и уравнением Нернста, вычислите φMeⁿ⁺/Me каждого электрода, составьте электрохимическую схему гальванического элемента, указав на ней направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.

Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе, вычислите ЭДС данного гальванического элемента.

Опыт 2*. Определение электродных потенциалов металлов.

Измерить непосредственно потенциал отдельного электрода нельзя. Приводимые в справочниках значения стандартных электродных потенциалов являются относительными, они измерены относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным 0 (φ⁰2Н⁺/Н₂ = - 0,00В). В практической работе удобнее пользоваться другими стандартными электродами сравнения, имеющими постоянное значение электродного потенциала по отношению к стандартному водородному электроду, как, например, каломельный, хлорсеребряный.

Соберите установку (рис.4).

Рис.4. Схема установки для установления потенциала электрода: 1 – катодный вольтметр; 2 – электрод сравнения; 3 – сосуд с электродом сравнения; 4 – соединительный электролитический ключ; 5 – промежуточный сосуд; 6 – электролитический ключ с капилляром, прижимаемым к электроду; 7 – изучаемый электрод; 8 – сосуд для изучаемого электрода; 9 – токоотвод.

Сосуды 3 и 5 и электролитические ключи 4 и 6 заполните насыщенным раствором KCl. В сосуд 8 налейте до половины его объема 1М раствор CuSO_4. Медный электрод зачистите наждачной бумагой и обезжирьте в ацетоне. Опустите в стакан 8 медный электрод с прижатым к нему кончиком электролитического мостика 6, а в сосуд 3 с насыщенным раствором KCl опустите хлорсеребряный электрод сравнения.

_____________________

*выполняется преподавателями как демонстрационный опыт

Соедините сосуды 8,5 и 3 электролитическими ключами. Измерьте электродный потенциал медного электрода относительно потенциала хлорсеребряного электрода (он будет равен ЭДС собранного гальванического элемента) на катодном вольтметре или рН – метре согласно инструкции по работе с этими приборами. Для установления равновесия измеряйте ЭДС через 3 – 5 минут после включения прибора.

Аналогично измерьте электродный потенциал железного электрода относительно потенциала хлорсеребряного электрода. Для этого на место медного электрода поместите стаканчик, наполненный 1М раствором FeSO₄ с опущенной в него железной пластинкой. Запишите показания прибора.

Вычислите значения электродных потенциалов медного и железного электродов относительно стандартного водородного электрода по экспериментально полученным значениям ЭДС и величине электродного потенциала хлорсеребряного электрода.

При вычислении значений потенциалов учесть, что для 1 – го элемента ЭДС Е₁ = φ⁰ Cu²⁺/ Cu - φ⁰ AgCl/Ag, а для второго - Е₂ = φ⁰ AgCl/Ag - φ⁰ Fe²⁺/Fe; φ⁰ AgCl/Ag = 0,222В, φ⁰ Cu²⁺/ Cu = 0,222 + Е₁, φ⁰ Fe²⁺/Fe = 0,222 - Е₂.

Сравните полученные значения со значениями стандартных электродных потенциалов меди и железа. Приведите электрохимические схемы использованных в работе гальванических элементов.

Таблица вариантов в к лабораторной работе.

№ варианта	№№ опытов	№№ контрольных вопросов и задач
1	Iа, Zn – Cu	6
2	Ia, Zn – Fe	7
3	Ia, Zn – Al	8
4	1a, Fe – Cu	10
5	1a, Al – Cu	12
6	1a, Al – Fe	13
7	Оп. 1б.	11

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.

1. Как устроен гальванический элемент?

2. Какое уравнение выражает связь между термодинамическими функциями реакции и ЭДС гальванических элементов?

3. Как устроен стандартный водородный электрод?

4. Какие факторы влияют на потенциал металлического электрода?

5. Какие факторы влияют на потенциал газовых электродов?

6. Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента Pb ‌ Pb²⁺ ‌ ‌‌ Zn²⁺ ‌ Zn по известным значениям стандартных потенциалов электродов. С учетом полученного значения стандартной ЭДС элемента определите стандартное значение энергии Гиббса, протекающей в элементе реакции. Определите энергию Гиббса из термодинамических данных и сравните обе величины.

7. ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Ni²⁺ 10^-4 моль/ л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. определите концентрацию ионов Ag⁺ в растворе его соли.

8. Гальванический элемент составлен железной пластинкой, погруженной в раствор соли железа с концентрацией ионов Fe²⁺, равной 0,001 моль/л, и медной пластиной, погруженной в раствор соли меди? Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС элемента стала равной нулю?

9. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитайте для 298К константы равновесия реакций:

а) Zn + H₂SO₄ ↔ ZnSO₄ + H₂

б) Cu + 2Ag⁺ ↔ Cu²⁺ + 2Ag

10. Составлен концентрационный гальванический элемент:

Pt, H₂ ‌ 0,001н НСООН ‌ ‌ 1н СН₃СООН ‌ H₂,Pt

Константы диссоциации кислот равны:

К _НСООН = 1,77* 10^-4;

К _{СН3СООН} = 1,75*10^-5;

Определите ЭДС элемента.

11. Составьте схемы гальванических элементов для определения

стандартных электродных потенциалов электродов Al³⁺ ‌ Al и Cu²⁺ ‌ Cu в

паре со стандартным водородным электродом. Укажите переход

электронов во внешней цепи.

12. Вычислите ЭДС концентрационного гальванического элемента, составленного из двух медных электродов, один из которых опущен в 0,001М раствор CuSO₄, другой в 1М раствор CuSO₄.

13. Составьте уравнения полуреакций в окислително – восстановительной системе:

KIO₃ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ↔ I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Укажите, в каком направлении будет протекать процесс, и вычислите ЭДС окислительно-восстановительного гальванического элемента, работающего на основе данной реакции.

Работа 12. Электролиз.

Цель работы – ознакомление с процессами, протекающими на растворимых и нерастворимых электродах при электролизе водных растворов электролитов.

Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) - процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Процесс электролиза наглядно изображают схемой, которая показывает диссоциацию электролита, направление движения ионов, процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема электролиза расплава хлорида натрия выглядит так:

(-) катод NaCl = Na⁺ + Cl^- анод (+)

Na⁺ Cl^-

Na⁺ + e = Na 2Cl^- - 2e = CL₂

Суммарное уравнение:

2Na⁺ + 2Cl^- → 2Na + Cl₂ или

2NaCl → 2Na + Cl₂

В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1. Катодные процессы.

   1. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее положительным электродным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные окислители.

   2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu²⁺, Ag⁺ ,Hg²⁺, Au³⁺ и др.), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде. Meⁿ⁺ + ne = Me

   3. Катионы металлов, потенциал которых существенно более отрицателен, чем у водорода (от Li⁺ до Al³⁺ включительно), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2H₂O + 2e → H₂↑ + 2OH^-

4. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал,

меньший чем у водорода, но больший чем у алюминия (от Al³⁺ до 2H⁺) при электролизе на катоде восстанавливается одновременно с молекулами воды.

Meⁿ⁺ + ne = Me

2H₂O + 2e → H₂↑ + 2OH^-

2. Анодные процессы.

   1. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее отрицательным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные восстановители.

   2. Обычно аноды подразделяются на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительно положительный электродный потенциал, или покрытых устойчивой защитной пленкой, вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др.

   3. На инертном аноде в первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (например, S^2-, I^-, Br^-, Cl^-). Если же раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (например, SO₄^2-, SO₃^2-, NO₃^-, CO₃^2-, PO₄^3- и др.) то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:

2H₂O – 4e → O₂↑ + 4H⁺

4. Активный анод при электролизе окисляется, растворяясь:

Me – ne → Meⁿ⁺

Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (Вj), называется выходом по току этого вещества:

Вj (%) = (Qj/Q)*100, (7)

где Qj – количество электричества, израсходованное на превращение j вещества; Q – общее количество электричества, прошедшее через раствор.

Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а так же массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ:

m = Эm It /F, (8)

где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, или масса веществ – продуктов электролиза, выделившихся на электродах, г; Эm – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с; F- число Фарадея – 96480 Кл/моль.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Электролиз водных растворов электролитов с инертным анодом.

Описанные ниже опыты проводят в приборе, представленном на рис.5. Электролизером является U – образная трубка 1; ее закрепляют в штативе или на подставке 3. Электроды 2 изготовлены из графитовых стержней. Источником тока служит выпрямитель 4. Во всех опытах электролизер заполняют электролитом на 2/3 его объема. Электроды перед каждым опытом тщательно промывают дистиллированной водой.

Рис.5. Прибор для электролиза: 1 – U- образная трубка; 2 – электроды; 3 – штатив; 4 – выпрямитель.

а) Электролиз раствора иодида калия.

Налейте в электролизер раствор иодида калия и добавьте в оба колена по 2 капли раствора фенолфталеина. Перемешайте раствор стеклянной палочкой. Опустите в оба колена электролизера графитовые электроды и подключите их к сети через выпрямитель электрического тока.

Отметьте изменение цвета раствора около катода и анода, и выделение газа на катоде.

Используя электродные потенциалы, приведите обоснование электродных процессов и запишите их уравнения.

Какой газ выделяется на катоде? Почему на катоде не выделяется металлический калий?

Появление каких ионов в процессе электролиза обуславливает окрашивание в малиновый цвет индикатора в катодном пространстве?

Чем можно объяснить коричневое окрашивание раствора в анодном пространстве?

Примечание: По окончании опыта анод промыть сначала раствором тиосульфата натрия для удаления иода, затем дистиллированной водой.

б) Электролиз раствора сульфата натрия.

Налейте в электролизер раствор сульфата натрия и добавьте в оба колена по 2 капли нейтрального раствора лакмуса. Перемешайте раствор стеклянной палочкой. Опустите в оба колена электролизера графитовые электроды и подключите их к сети через выпрямитель электрического тока. Что происходит на обоих электродах? Как изменилась окраска индикатора в обоих коленах электролизера?

Напишите уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие ионы окрасили лакмус в катодном пространстве в синий цвет? В анодном пространстве – в красный цвет? Какой газ выделяется на катоде, на аноде?

в) Электролиз раствора нитрата калия.

Налейте в электролизер раствор нитрата калия и добавьте в оба колена по 2 капли нейтрального раствора лакмуса, раствор перемешайте стеклянной палочкой и опустите графитовые электроды, подключите их к источнику тока через выпрямитель.

Что происходит на обоих электродах? Как изменилась окраска индикатора в обоих коленах электролизера? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора нитрата калия. Какие ионы окрасили лакмус в катодном пространстве в синий цвет? В анодном пространстве – в синий цвет? Какой газ выделяется на аноде, катоде?

г) Электролиз раствора сульфата меди (II).

Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II). Опустите в него графитовые электроды и соедините их с источником постоянного тока. Пропускайте ток в течение нескольких минут, затем прекратите электролиз. Выньте и рассмотрите катод. Отметьте на нем красный налет меди. Напишите уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ выделяется на аноде? Электрод, покрытый медью, сохраните для следующего опыта.

Опыт 2. Электролиз водных растворов электролитов с активными анодами.

а) Электролиз соли меди (II) с медным анодом.

Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II). Опустите в него графитовые электроды и соедините с источником постоянного тока. Пропускайте ток в течение нескольких минут, затем прекратите электролиз. Выньте и рассмотрите катод. Отметьте на нем красный налет меди. Напишите уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ выделяется на аноде? Электрод, покрытый медью, сохраните для следующего опыта.

Поменяйте полярность электродов, соединив графитовый электрод с отрицательным полюсом источника тока, а электрод, покрытый медью - с положительным полюсом. Снова пропустите электрический ток. Что происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди (II) с медным анодом.

Для чего в технике используется электролиз с активным анодом?

Примечание: После проведения опыта прочистите электроды наждачной бумагой и промойте дистиллированной водой.

б) Электролиз раствора серной кислоты с медным анодом.

В электролизер налейте 2н раствор серной кислоты и опустите в качестве катода угольный электрод, а в качестве анода – электрод, покрытый медью, оставленный после опыта 1г. К электродам присоедините источник постоянного тока и пропустите ток в течение 3 – 5 мин. Наблюдайте выделение газообразного вещества у одного из электродов и изменение окраски раствора вблизи анода. Что постепенно происходит с медью на аноде? Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде в начале опыта. Для чего в технике используется электролиз с растворимым анодом?

Таблица вариантов к лабораторной работе.

№ варианта	№№ опытов	№№ контрольных вопросов и задач
1	1а	18а
2	1б	18б
3	1в	18в
4	1г	18г
5	1г, 2б	16д
6	2а	16е

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.

1. Какой процесс называют электролизом?

2. Чем обусловлено направление движения ионов электролита в процессе электролиза? Какие электроды называют катодом и анодом? Какую роль играет внешний источник тока?

3. Какие процессы протекают на катоде и на аноде при электролизе?

4. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?

5. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?

6. В воде растворены соли алюминия, цинка и меди с активностью (концентрацией) катионов 1моль/л, рН раствора 3. Укажите последовательность реакций на катоде.

7. Что такое выход по току?

8. Какое явление называется поляризацией?

9. В какой последовательности должны разряжаться на катоде ионы Ag⁺, Fe²⁺, Cu²⁺, Bi³⁺, Sn^2+? Чем это определяется?

10. При каком значении рН потенциал водородного электрода принимается за нуль и чему он равен при рН=7? В каком из этих случаев водород выделяется на катоде легче?

11. Какими катодными процессами характеризуется электролиз водных растворов солей металлов, стоящих в начале ряда напряжений и в средней его части? Чем это определяется?

12. Согласно значениям стандартных электродных потенциалов при электролизе из растворов солей цинка на катоде должен выделяться водород. В действительности же при плотности тока в 1мА/см² выделяется примерно 60% цинка. Чем это объясняется?

13. Почему при электролизе водных растворов хлоридов при высоких плотностях тока выделяется не кислород, а хлор, хотя его стандартный электродный потенциал выше? Что выделяется на аноде при электролизе растворов сульфатов, чем это определяется?

14. Какие продукты могут быть получены при электролизе раствора KNO₃, если анодное и катодное пространства: а) разделены пористой перегородкой; б) не разделены и раствор перемешивается?

15. На чем основан метод очистки металлов электролизом - рафинирование?

16. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водных растворов указанных ниже веществ с графитовыми электродами: а) хлорид никеля; б) нитрат кальция; в) гидроксида натрия; г) сульфата железа II; д) серной кислоты; е) нитрата серебра.

17. Какие продукты будут выделяться на катоде и аноде в первую очередь при электролизе водных растворов с графитовыми электродами, если в электролизе находится смесь следующих солей: а) CuSO₄ и KCl; б) NiSO₄ и NaCl; в) FeCl₃ и Na₂SO₄; г) SnCl₂ и KI?

18. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе раствора: а) сульфата никеля с никелевыми электродами; б) нитрата серебра с серебряными электродами; в) хлорида меди (II) с медными электродами; г) сульфата цинка с цинковыми электродами; д) сульфата железа (II) с железными электродами; е) сульфата меди (II) с медными электродами.

19. Рассчитайте ток в цепи и массу вещества, которая подверглась разложению при электролизе водного раствора сульфата калия с нерастворимым анодом, если на катоде выделилось 0,224 литра водорода, измеренного при нормальных условиях. Время электролиза 1 час. Ответ: 0,536 А; 0,18 г.

20. Проходя через раствор электролита, ток силой 2 А за 44 минуты выделяет 2,3 г металла. Определить молярную массу эквивалентов этого металла. Ответ: 42 г/моль.

21. Какой силы ток должен быть использован для того, чтобы выделить из раствора AgNO₃ серебро массой 108 г за 6 минут? Ответ: 298А.

22. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO₄ в течение 40 минут при силе тока 1,2А? Ответ: 0,948г.

23. Через раствор сульфата кадмия пропущено 25А*ч электричества. При этом на катоде выделился кадмий массой 42,5г. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах, рассчитайте выход по току кадмия. Ответ: 80,5%.

24. Через раствор сульфата железа (II) пропускали ток 13,4А в течение 1 часа. Определите массу железа, которая выделилась на катоде, если выход по току был равен 70%. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах. Ответ: 13,96г.